corrosion - Plateforme e-learning, Université de Biskra

CORROSION
CORROSION
Cours et exercices
Okba Belahssen
2014
3
TABLE DES MATIERES
INTRODUCTION… … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … …
1
CHAPITRE 1. GENERALITE… … … … … … … … … … … … … … … … … …
2
1.1. Définition… … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … .
2
1.2. Classification de la corrosion… … … … … … … … … … … … … … … .
2
1.3. Les différents modes de corrosion… … … … … … … … … … … … … ...
2
1.4. Différents types d’oxydes issus lors de la corrosion de l’acier… … … … ….
4
1.5. Morphologie de la corrosion… … … … … … … … … … … … … … … .
4
1.6. Facteurs de corrosion… … … … … … … … … … … … … … … … … ...
10
CHAPITRE 2. ETUDE THERMODYNAMIQUE ET CINETIQUE ELECTROCHIMIQUE
11
2.1. Tracé des diagrammes E-pH… … … … … … … … … … … … … … … .
11
2.2. Les trois domaines du diagramme… … … … … … … … … … … … … ..
11
2.3. Diagramme E-pH du fer… … … … … … … … … … … … … … … … ..
11
2.4. Potentiel d'électrode… … … … … … … … … … … … … … … ... ... … .
13
2.4.1. Potentiel d'équilibre… … … … … … … … … … … … … … … ..
13
2.4.2. Potentiel de corrosion (ou de dissolution)… … … … … … … … ...
16
2.5. Etude des surtensions d'électrode… … … … … … … … … … … … … ...
16
CHAPITRE 3. MESURES ELECTROCHIMIQUES… … … … … … … … … … ...
26
3.1. Techniques non stationnaires… … … … … … … … … … … … … … ….
26
3.2. Spectroscopie d’impédance électrochimique… … … … … … … … … ….
26
3.2.1. Principe de la méthode… … … … … … … … … … … … … … .
26
3.2.2. Circuit équivalent… … … … … … … … … … … … … … … …
28
CHAPITRE 4. PROTECTION CONTRE LA CORROSION … … … … … … … …
36
4.1. Les méthodes de protection des métaux contre la corrosion… … … … … .
36
4.1.1. Les revêtements courants… … … … … … … … … … … … … .
38
4.1.2. Les revêtements chimiques … … … … … … … … … … … … ..
39
4.2. Les revêtements par voie thermique (métallisation)… … … … … … … ...
39
4.3. Les revêtements par dépôt électrolytique… … … … … … … … … … ….
41
4.4. Protection anodique… … … … … … … … … … … … … … … … … ...
41
4.5. Protection cathodique… … … … … … … … … … … … … … … … ….
42
4.6. Les inhibiteurs de corrosion… … … … … … … … … … … … … … …..
44
EXERCICES… … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … ..
58
REFERENCES… … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … … …
79
Préface
Ce livre a été écrit principalement pour l'enseignement de la théorie et de la
technologie de la corrosion pour les étudiants des facultés des sciences et technologie. Ce
manuel est également utilisé par d'autres écoles supérieures et dans l'industrie comme
guide et source de référence pour les ingénieurs dans le but de résoudre des problèmes de
conception où la corrosion est peut-être un facteur. Au cours des dernières décennies, les
progrès dans le développement de matériaux capable de résister à la corrosion ont été
importants. Il y a eu des développements importants dans les nouveaux aciers inoxydables,
les aciers faiblement allié à haute résistance, les superalliages et en protection par
revêtements. Ce manuel devrait se révéler une source d'information clé concernant de
nombreux aspects de dommages de la corrosion, de la détection et suivi de prévention et de
contrôle.
Bien qu'un seul auteur apparaît sur la couverture, ce manuel est en effet le résultat
d'efforts cumulés de plusieurs générations de scientifiques dans le but de comprendre et de
prévenir les effets de la corrosion, l'un des ennemis les plus constants des entreprises.
Ce travail s’articule sur quatre chapitres. Le premier
sera consacré à une
présentation générale sur la corrosion. Nous décrivons brièvement la définition, la
classification, les différents modes, la morphologie et les facteurs de corrosion. Dans le
deuxième chapitre, nous présentons une étude thermodynamique et cinétique d’électrode et
le potentiel d'électrode qui sera suivie par troisième chapitre sur les mesures
électrochimiques. Le dernier chapitre traite les méthodes de protection contre la corrosion
qui fournissent les éléments pour comprendre les revêtements protecteurs, la protection
cathodique et anodique et les inhibiteurs de corrosion. A la fin, une série d’exercices
clôturent ce manuel.
La préparation du manuscrit a été soutenue par un certain nombre de personnes, je
tiens à remercier tous pour leur gentillesse et leur aide. En particulier, je vais profiter de
l'occasion pour exprimer mes remerciements à ma femme, qui m'a soutenu et le reste de
ma famille pour leur patience et leur compréhension.
Okba Belahssen
CORROSION
INTRODUCTION
La corrosion est un phénomène universel, responsable de l'altération et de la
destruction de la plupart des matériaux naturels ou élaborés. La plupart des matériaux ont
une interaction plus ou moins prononcée avec un grand nombre de milieux ambiants. Cette
interaction altère souvent l'utilité du matériau en raison de la détérioration de ses propriétés
mécaniques telles que la ductilité et la résistance ou encore son apparence ce qui entraîne
des conséquences fâcheuses. Tout se corrode et tout milieu peut être corrosif suivant le
matériau considéré.
Un regard autour de soi permet de voir la corrosion à l'œuvre. L'automobile et la
ferronnerie architecturale en sont des exemples probants. Mais la corrosion se trouve aussi
sur les ponts, elle s'extériorise dans les usines de traitement de l'eau etc.
La corrosion peut être parfois bénéfique comme celle des matériaux biodégradables
utilisés dans la fabrication des emballages, la corrosion sert alors à l'environnement lorsque
ces emballages sont laissés dans la nature par insouciance.
La corrosion ne s'étudie pas isolément, car elle fait intervenir plusieurs principes
rattachés à la chimie, à l'électrochimie, à la métallurgie, à la physique et à la
thermodynamique. Toutes ces sciences sont nécessaires pour comprendre totalement ce
phénomène. Ainsi la corrosion est l'affaire de chacun, quelle que soi sa formation.
Les mécanismes de détérioration ne sont pas les mêmes pour les trois types de
matériaux:
 Dans les métaux, il se produit une perte effective de matière soit par dissolution
(corrosion), soit par formation d'une pellicule ou d'une croûte non métallique
(oxydation). Les métaux ont tendance à retourner à leur état d'origine de minerai,
plus stable par rapport au milieu considéré.
 Les céramiques sont relativement résistantes à la détérioration, qui se produit
habituellement à température élevée ou dans un milieu ambiant extrême; ce
procédé est fréquemment appelé corrosion.
 Quant aux polymères on parle plutôt de dégradation car les mécanismes et les
conséquences de leur détérioration diffèrent de ceux des métaux et des céramiques.
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CORROSION
1. GENERALITE
1.1. Définition
Selon le point de vue de l'ingénieur constructeur, la corrosion est une dégradation du
matériau ou de ses propriétés, entraînée par une interaction physicochimique sous forme
d'une réaction inter faciale irréversible du matériau avec son environnement.
La corrosion peut également être définie comme étant un processus de dégradation
ou de détérioration des propriétés d'usage que peut subir un métal ou un alliage, sous l'effet
des actions chimiques, électrochimiques ou biologiques. En générale, on a affaire au retour
du métal à son état original de minerai.
1.2. Classification de la corrosion
La corrosion se développe selon deux processus:

La corrosion sèche.

La corrosion humide.
1.2.1. La corrosion sèche
La dégradation des matériaux existe lorsque ceux-ci sont en contact avec des gaz à
des températures où toute trace d'humidité a disparu. Ce phénomène joue un rôle très
important dans les appareils qui fonctionnent à haute température.
1.2.2. La corrosion humide
C'est la plus répondue, elle se manifeste dans le couple métal / fluide, exemple la
dégradation du matériau organique et du béton.
1.3. Les différents modes de corrosion
Il existe plusieurs modes d'agressivité parmi lesquels on distingue:

La corrosion chimique

La corrosion électrochimique

La corrosion biochimique (la bio corrosion)

La corrosion en présence d'une sollicitation mécanique
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CORROSION
1.3.1. La corrosion chimique
Elle se manifeste par une attaque directe du métal lorsqu'il est en contacte avec des
solutions non électrolytiques ou avec des gaz secs. Au cours de cette corrosion l'oxydation
du métal et la réduction de l'oxydant se produisent en un seul acte.
L'action de l'oxygène reste l'exemple typique de la corrosion chimique.
Exemple :
2F  O2  2FeO
1.3.2. La corrosion électrochimique
Elle résulte des hétérogénéités de la structure métallique ou du milieu agressif. Elle
se traduit par un transfert électrochimique entre un métal et une solution aqueuse à son
contact (Figure 1.1.).
Ainsi, la corrosion électrochimique implique la réunion des conditions suivantes :

existence d'une dissymétrie physique ou chimique dans le système métal/solution.

Présence d'un milieu conducteur.

Circulation d'un courant électrique.
Figure 1.1. Structure atomique et électrique de l’interface Métal – solution.
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CORROSION
1.3.3. La corrosion biochimique (la bio corrosion)
La corrosion biochimique peut être définie comme un phénomène dans lequel les
bactéries jouent un rôle primordial, soit en accélérant un processus déjà établi, soit en
créant un terrain favorable à son établissement.
En effet on peut considérer que les bactéries ne jouent qu'un rôle d'accélérateur de la
corrosion électrochimique en empêchant la polarisation de se produire par:

Fixation de l'hydrogène cathodique (bactéries sulfato-réductrices).

Transformation de sels ferreux en hydroxyde ferrique (ferro-bactéries).
1.3.4. La corrosion en présence d'une sollicitation mécanique
Ce type de corrosion englobe les usures faisant intervenir les contraintes comme
caractéristiques mécaniques des matériaux. Elle a souvent lieu lorsque le matériau est en
présence d'une sollicitation mécanique extérieure ou intérieure tels que les frottements,
l'érosion, l'abrasion, les vibrations….etc.
1.4. Différents types d’oxydes issus lors de la corrosion de l’acier
Lors de la dégradation de l’acier, différents produits de corrosion (lépidocrocite,
goethite, magnétite) sont susceptibles de se former. Les dépôts de produits de corrosion
formés peuvent jouer un rôle actif de barrière plus ou moins efficace selon leur nature.
Cependant, ces couches sont minces, pas toujours homogènes dans leur épaisseur, et leur
nature change dès lors qu’elles sont extraites du milieu dans lequel elles se sont formées.
1.5. Morphologie de la corrosion
Selon la nature de l'attaque, la corrosion peut présenter des aspects très divers
regroupés en deux grandes familles:

la corrosion uniforme ou généralisée.

La corrosion localisée.
1.5.1. La corrosion uniforme ou généralisée
C'est la forme la plus classique de corrosion, mais pas toujours la plus importante en
termes économiques ou sécuritaires. La corrosion uniforme (Figure 1.2.) se caractérise par
l'existence de plusieurs processus électrochimiques individuels qui se produisent
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CORROSION
uniformément sur toute la surface considérée. Elle se traduit en diminution d'épaisseur par
unité de temps (ou en perte de poids par unité de surface, et par unité de temps) si les
produits de corrosion sont solubles, ou par un dépôt uniforme s'ils ne le sont pas. La
corrosion uniforme peut être réduite ou évitée par un choix convenable du matériau, la
modification du milieu ou la protection cathodique.
Ce type de corrosion peut être détecté longtemps avant qu'un ennui vienne
interrompre la vie de l'équipement ou de la structure.
Figure 1.2. Corrosion uniforme.
1.5.2. La corrosion localisée
La corrosion localisée est la forme la plus insidieuse. Elle survient sur une partie du
métal qui représente un lieu spécifiquement anodique, clairement distingué, dont la surface
est très faible devant le reste de la structure métallique qui constitue la zone cathodique
(Figure 1.3.).
Figure 1.3. Corrosion localisée.
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CORROSION
On distingue plusieurs types de corrosion localisée que nous pouvons schématiser
comme suit (Figure 1.4.):
Corrosion localisée
Macroscopique
Microscopique
Corrosion galvanique
Corrosion inter cristalline
Corrosion érosion
Corrosion sélective
Corrosion cavitation
Corrosion sous contrainte
Corrosion par crevasse
Corrosion fatigue
Corrosion par piqûre
Fragilisation par hydrogène
Corrosion frottement
Figure 1.4. Les différents types de la corrosion localisée.
a) Corrosion Galvanique
La corrosion galvanique peut se définir simplement par l'effet résultant du contact de
deux métaux (Figure 1.5.) ou alliages différents dans un environnement corrosif
conducteur : on utilise aussi le terme de bimétallisme. Dans chaque solution, il est possible
d'établir une série galvanique, c'est-à-dire un classement des différents métaux et alliages
en fonction de ce potentiel mesuré. Lors d'un couplage entre deux métaux ou alliages
différents, il va s'établir un courant électronique entre eux résultant du court-circuit formé.
On observe généralement un accroissement de la corrosion de l'alliage le moins noble et
diminution ou suppression de la corrosion de l'alliage le plus noble. La différence de
potentiel indique le sens de la menace, mais pas son ampleur, ce n'est donc pas le seul
facteur à prendre en compte. La conduction électrique du milieu, la température sont aussi
des facteurs importants.
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CORROSION
Figure 1.5. Corrosion galvanique.
b) Corrosion érosion/abrasion/cavitation
Cette corrosion est produite par le mouvement relatif d'un fluide corrosif et d'une
surface métallique. L'aspect mécanique du mouvement est important et les phénomènes de
frottement et d'usure peuvent intervenir. On a apparition de sillons, vallées, surfaces
ondulées, trous..., ayant un aspect directionnel caractérisé (queue de comète, sabot d'un
cheval...). La plupart des métaux et alliages y sont sensibles, en particulier les métaux
mous (cuivre, plomb...) ou ceux dont la résistance à la corrosion dépend de l'existence d'un
film superficiel (aluminium, aciers inoxydables).
c) Corrosion Caverneuse
Cette forme d'attaque est généralement associée à la présence de petits volumes de
solution stagnante dans des interstices, sous des dépôts et des joints, ou dans des cavernes
ou crevasses, par exemple sous les écrous et têtes de rivets. C'est aussi le cas des joints en
matériau souple, poreux ou fibreux (bois, plastique, caoutchouc, ciment, amiante, tissus,
...). La corrosion caverneuse se rencontre surtout sur les métaux et alliages dont la tenue
dépend de la stabilité du film passif, car ces films sont instables en présence de
concentrations élevées en Cl- et H+. Le mécanisme de base à l'origine de la corrosion
caverneuse des alliages passivables en milieux chlorurés aérés est une acidification
progressive du milieu dans la caverne avec l'apparition de conditions locales du milieu très
agressives qui détruisent la passivité. La réaction de dissolution dans la crevasse est alors
favorisée et la réaction de réduction de l'oxygène se localise sur les surfaces proches de la
crevasse.
d) Corrosion par piqûres
Cette forme de corrosion est particulièrement insidieuse. L'attaque se limite à des
piqûres, très localisées et pouvant progresser très rapidement en profondeur, alors que le
reste de la surface reste indemne. Les solutions les plus agressives contiennent des
7
CORROSION
chlorures, bromures, hypochlorites. Les iodures et les fluorures sont beaucoup moins
actifs. La présence de sulfures et d'H2S exacerbe les problèmes de corrosion par piqûres en
abaissant systématiquement les critères de résistance. La présence d'un cation oxydant
(Fe3+, Cu2+, Hg2+,…) permet la formation des piqûres même en absence d'oxygène. Les
aciers inoxydables sont particulièrement sensibles à la corrosion par piqûres, mais d'autres
métaux comme le fer passif, le chrome, le cobalt, l'aluminium, le cuivre... et leurs alliages
y sont aussi sensibles.
e) Corrosion frottement (tribocorrosion)
La corrosion frottement concerne les dommages provoqués par la corrosion au
niveau du contact de deux surfaces métalliques en mouvement relatif l'une par rapport à
l'autre. Elle se produit essentiellement lorsque l'interface est soumise à des vibrations
(mouvement relatif répété de deux surfaces en contact) et à des charges de compression.
Ce mouvement relatif peut être très faible (petits débattements de l'ordre de quelques
micromètres). En présence d'un mouvement de frottement continu en milieu corrosif, on
utilise de préférence le vocable de tribocorrosion.
f) Corrosion intergranulaire
Dans certaines conditions, les joints de grains sont le siège d'une corrosion localisée
très importante alors que le reste du matériau n'est pas attaqué (figure 1.6.). L'alliage se
désagrège et perd toutes ses propriétés mécaniques. Ce type de corrosion peut être dû soit
à la présence d'impuretés dans le joint, soit à l'enrichissement (ou l'appauvrissement) local
en l'un des constituants. Par exemple, de petites quantités de fer dans l'aluminium (métal
dans lequel la solubilité du fer est faible), vont ségréger au niveau des joints de grains et
peuvent provoquer la corrosion intergranulaire (La corrosion feuilletante des alliages
d'aluminium laminés se développe dans la plupart des cas de façon intergranulaire). Mais
l'exemple le plus important est lié à la déchromisation aux joints de grains des aciers
inoxydables.
Figure 1.6. Corrosion inter granulaire.
8
CORROSION
g) Corrosion sélective
Comme son nom l'indique, ce mode de corrosion se traduit par la dissolution
sélective de l'un des éléments de l'alliage si celui-ci est homogène, ou de l'une des phases si
l'alliage est polyphasé. La dézincification (dissolution sélective du zinc) dans un laiton
(ex. 70% Cu -30% Zn) est l'exemple le plus connu.
Autres vocables utilisés :
dénickélisation pour les alliages Cu-Ni, désaluminisation pour les bronzes d'aluminium,
graphitisation pour les fontes grises, etc.
h) Corrosion sous contrainte mécanique (C.S.C.)
Ce type de corrosion se définit comme un processus de développement de fissures,
pouvant aller jusqu'à la rupture complète de la pièce sous l'action combinée d'une tension
mécanique et d'un milieu corrosif. Ce sont les contraintes de tension, d'où le nom donné
parfois à ce mode de corrosion, qui sont dangereuses ; les contraintes de compression
exerçant au contraire une action protectrice. La corrosion sous contrainte mécanique (CSC)
se produit la plupart du temps dans des milieux peu ou non agressifs à l'égard du métal ou
de l'alliage en l'absence de toute contrainte (par exemple eau et vapeur à haute température
pour les aciers inoxydables austénitiques). Cette forme de corrosion est de grande
importance du point de vue pratique : elle constitue un risque permanent dans de
nombreuses installations industrielles, tant sur le plan des incidences économiques que sur
les aspects sécuritaires (personnel, fiabilité des équipements, respect de l'environnement).
i) Corrosion fatigue
La corrosion-fatigue se distingue de la CSC par le fait que les contraintes appliquées
ne sont plus statiques, mais cycliques (efforts périodiques alternés). La teneur en oxygène
du milieu, sa température, son acidité, sa composition ont une grande influence sur la
sensibilité d'un matériau à ce mode de corrosion. Quoiqu'il n'y ait pas de relation directe
entre la sensibilité à ce type de corrosion et les caractéristiques mécaniques du matériau,
les alliages à haute résistance mécanique sont souvent les plus sensibles.
j) Fragilisation par l'hydrogène
La présence d'hydrogène dans un réseau métallique peut entraîner d'importantes
détériorations du métal avec chute catastrophique de ses propriétés mécaniques. Ces
atomes d'hydrogène ont pour origine: l'atmosphère environnante, les procédés d'électrolyse
et la corrosion électrochimique. Une fois qu'il a pénétré dans le réseau, l'atome d'hydrogène
peut provoquer plusieurs types de dégâts:
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CORROSION

Précipitation sous forme d'hydrures : c'est le cas du titane et d'autres métaux très
réactifs vis-à-vis de l'hydrogène (Ta, Zr, V, ...).

Recombinaison sous forme d'hydrogène moléculaire : lorsque le métal présente des
défauts macroscopiques ou microscopiques, les atomes d'hydrogène peuvent s'y
recombiner. On peut alors atteindre des pressions considérables qui conduisent à
des cloques, des boursouflures, des cohésions en "marches d'escalier" ou même des
éclatements (hydrogen blistering).

Fragilisation (hydrogen embrittlement) : par interaction avec les dislocations du
réseau, les atomes d'hydrogène entraînent une diminution importante de la capacité
de déformation plastique du métal qui devient fragile. La rupture différée des aciers
en est l'exemple le plus classique.
1.6. Facteurs de corrosion
La tenue à la corrosion d'un matériau est en fait conditionnée par le comportement du
système métal / environnement. Vu la diversité des facteurs de la corrosion on peut les
résumer dans le tableau 1.1.:
Tableau 1.1. Les différents facteurs de corrosion.
Facteurs liés au matériau
Facteurs liés à la surface
Facteurs liés au milieu
- Composition
- Structure cristallographique
- Taille du grain
- Texture (celle de la surface est
différente à celle de l'intérieur)
- Etat de déformation
- Contrainte résiduelle
- Gradient thermique
- Appauvrissement ou
enrichissement (précipité) aux
joints des grains et/ou
dans les zones voisines
- Orientation des grains
- Film superficiel
- Composition de la
surface
- Précipités et inclusion
émergeant en surface
- Rugosité
- Ségrégation inter
granulaire
- Composition
- Tenue en O2
- Différence d'aération
- pH du milieu
- Température
- Cycle thermique
- Gradient thermique
- Agitation et écoulement
- Contraintes appliquées
statique et dynamique
- Bactéries
- Complexant
- Irradiation
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CORROSION
2. ETUDE THERMODYNAMIQUE ET CINETIQUE ELECTROCHIMIQUE
2.1. Tracé des diagrammes E-pH
L'étude thermodynamique de la corrosion humide s’effectue avec les diagrammes E-pH,
tracés avec :
- les concentrations des espèces solubles étant prises égales à 10-6 mol L-1(concentration
faible pour traduire l'apparition de corrosion)
- les phases condensées (hydroxydes, oxydes…) envisagées étant les plus stables et
assurent une protection du métal contre l'agression de la solution aqueuse
2.2. Les trois domaines du diagramme
On peut mettre en évidence trois domaines:
- domaine de la corrosion : c'est la région E-pH où le métal se trouve sous forme ionique
(à la concentration de 10-6 mol L-1). Il y a eu oxydation du métal et donc corrosion pour
donner une espèce soluble.
- domaine d'immunité : c'est le domaine de stabilité thermodynamique du métal. La
corrosion étant impossible thermodynamiquement ne peut donc pas se produire (la
cinétique n'intervient pas dans ce cas).
- domaine de passivité : c'est le domaine où se trouvent les différentes phases condensées
(en général des oxydes et des hydroxydes) qui recouvrent le métal et le protègent d'une
attaque ultérieure. Le métal a donc été oxydé en surface, mais cette pellicule le protège
d'une attaque en profondeur. On voit là tout l'intérêt d'une couche protectrice très stable,
compacte et fortement liée au métal.
2.3. Diagramme E-pH du fer
Les nombreuses réactions chimiques ou électrochimiques intervenant dans les phénomènes
de corrosion dépendent du pH de la solution. Pourbaix a établi des diagrammes potentielpH qui délimitent différents domaines (Figure 2.1.):
11
CORROSION
Figure 2.1. Diagramme potentiel - pH de Pourbaix
- Corrosion : elle a lieu surtout en milieu acide ou neutre, le métal est corrodé, le produit
de corrosion possède principalement une forme soluble. Les formes d'oxydation du métal
sont des ions (Fe2+, Fe3+, Fe(OH)3).
- Passivité : le métal est susceptible de passiver. Le produit de corrosion est un solide
insoluble susceptible de protéger le métal. La passivation du métal ne peut pas être
observée si le produit solide de la corrosion n'isole pas parfaitement le métal du réactif.
Eventuellement les formes d'oxydation du fer sont des oxydes (Fe3O4, Fe2O3) qui peuvent
être protecteurs.
-Immunité : domaine de stabilité du métal pour des potentiels négatifs, le métal est stable
vis-à-vis du réactif (aucune réaction n'est thermodynamiquernent possible). La
concentration molaire volumique des ions en équilibres y est inférieure à une valeur
déterminée.
Pour utiliser avec profit ces diagrammes, on doit bien connaître les conditions dans
lesquelles ils sont valables. Ces diagrammes sont établis par le calcul, à partir des données
de la thermodynamique, ils font intervenir toutes les réactions auxquelles peuvent
12
CORROSION
participer tous les composés susceptibles de se former. Ils sont établis à 25 °C pour les
corps supposés purs et ne sont donc pas applicables aux alliages. Le réactif est de l'eau
pure. On admet que le métal est corrodable si la quantité qui peut être dissoute dans l'eau
est au moins à 10-6 at g/L (0,06 mg/L pour le fer).
Le pH indiqué en abscisse des diagrammes est celui qui existe au contact de la surface
métallique. Ces diagrammes sont utilisés en particulier pour tout ce qui concerne la
protection électrochimique du fer.
Le diagramme de Pourbaix représenté sur la figure indique qu'au-dessous de la droite (a),
l'eau se décompose avec un dégagement d'hydrogène, avec un dégagement d'oxygène audessus de la droite (b) entre les droites (a) et (b), l'eau est thermodynamiquement stable.
2.4. Potentiel d'électrode
Lorsqu'un métal est plongé dans une solution d'électrolyte, il se comporte comme
une électrode. Il se dissout sous forme de particules chargées positivement et reçoit en
échange autant de charges négatives qui modifient son potentiel électrique. Selon la nature
de la solution, le potentiel que peut prendre le métal est de deux sortes:
 Potentiel d'équilibre
 Potentiel de corrosion (ou de dissolution)
2.4.1. Potentiel d'équilibre
Le potentiel d'équilibre est le potentiel d'un métal plongé dans une solution non
corrosive contenant ses ions métalliques (solution de l'un de ses sels). Ce potentiel est une
grandeur thermodynamique et il est indépendant du temps. Sa valeur est obtenue en
appliquant la loi de Nernst au système redox considéré. De façon générale:
M  M n  ne 
Le potentiel du métal M est donné par l’équation (2.1):
EM  E 0 M / M n 
13

RT
Ln M n 
nF

(2.1)
CORROSION
Avec:
E0M/M+
R
:
:
T
Potentiel standard ;
Constante des gaz parfaits ;
:
Température ;
n
:
Nombre d'électrons mis en jeu dans la réaction ;
F
:
Constante de Faraday (F = 96500 coulombs) ;
 Mn+
:
Concentration de l'ion Mn+ dans la solution.
Les tensions de cellule mesurées ne représentent que des différences de potentiel
électrique. Il est donc utile de fixer un point de référence (ou cellule de référence) auquel
peuvent être comparées d'autres demi cellules. La cellule de référence choisie est
généralement l'électrode d'hydrogène standard (Figure 2.2.).
Elle se compose d'une électrode de platine inerte baignant dans une solution d'ions
H+ à 1,0 M saturé d'hydrogène insufflé dans la solution à une pression de 1,013.105 Pa et à
une température de 25 °C. Le platine qui ne participe pas à la réaction électrochimique, sert
uniquement de surface sur laquelle peuvent s'oxyder les atomes d'hydrogène où peuvent se
réduire les ions d'hydrogène. La série des potentiels standards d'équilibre, présentée au
tableau 2.1., résulte du couplage de l'électrode d'hydrogène standard (Figure 2.2.) à des
demie-cellules standard de divers métaux et de leur classement selon la tension mesurée.
Les métaux qui se trouvent en haut du tableau (tel que l'or et le platine) sont des métaux
nobles, c'est à dire chimiquement inerte. Plus un métal est situé près du bas du tableau, plus
il est actif, ou susceptible de s'oxyder (tels le sodium et le potassium).
14
CORROSION
Tableau 2.1. Série de potentiel d'équilibre par rapport à l'électrode normale à hydrogène.
Inertie
croissante
(cathodique)
Réactivité
croissante
(anodique)
Métal
Réaction
(Extrémité noble)
Or
Platine
Argent
Fer
Cuivre
Cuivre
Hydrogène
Plomb
Etain
Nickel
Cobalt
Cadmium
Fer
Chrome
Zinc
Manganèse
Aluminium
Béryllium
Magnésium
Au
Pt
Ag
Fe2+
Cu
Cu
H2
Pb
Sn
Ni
Co
Cd
Fe
Cr
Zn
Mn
Al
Be
Mg
Au3+ + 3 ePt2+ + 2 eAg+ + 1 eFe3+ + 1 eCu+ + 1 eCu2+ + 2 e2H+ + 1 ePb2+ + 2 eSn2+ + 2 eNi2+ + 2 eCo2+ + 2 eCd2+ + 2 eFe2+ + 2 eCr3+ + 3 eZn2+ + 2 eMn2+ +2 eAl3+ + 2 eBe2+ + 2 eMg2+ + 2 e-
+1,420
+1,190
+0,800
+ 0,771
+0,522
+0,345
0,000
- 0,126
- 0,136
- 0,250
- 0,277
- 0,402
- 0,440
- 0,744
- 0,762
- 1,050
- 1,670
- 1,700
- 2,340
Na
K
Na+ + 2 eK+ + 1 e-
- 2,712
- 2,924
Sodium
Potassium
(Extrémité active)
Potentiel (V)
V
Pt
Solution de
H2
H+ à 1,0M
Membrane
Figure 2.2. Demi-cellule d'hydrogène standard servant de cellule de référence.
15
CORROSION
2.4.2. Potentiel de corrosion (ou de dissolution)
Lorsqu'un métal est plongé dans un électrolyte quelconque, des ions métalliques vont
passer en solution, c'est-à-dire que le métal se corrode et prend donc un potentiel par
rapport à la solution. Ce potentiel évolue en fonction du temps pour se stabiliser à une
certaine valeur appelée potentiel de corrosion ou de dissolution.
Ce potentiel dépend de la nature du métal, du milieu agressif, de l'état de surface, de
la concentration et de la température.
Le potentiel de corrosion peut être déterminé expérimentalement par le tracé de la
courbe
E = f (t) jusqu'à stabilisation, ou en traçant la courbe I = f(E) ou log (I) =
f(E).
Les potentiels mesurés dans différents milieux sont des potentiels mixtes, non
réversibles dans lesquels interviennent à la fois des réactions électrochimiques concernant
le métal (son oxydation) et concernant l'électrolyte (la réduction d'un cation présent,
généralement H+). Les résultats des mesures dépendent des conditions expérimentales.
Il existe quelques électrodes de référence d'un emploi commode dont on connaît le
potentiel par rapport à l'électrode de référence à hydrogène. Le tableau 2.2. indique les
électrodes de référence les plus utilisées.
Tableau 2.2. Principales électrodes de référence.
Electrode de référence
Calomel saturé
Calomel à 0,1 M de KCl
Chlorure d'argent à 0,1M de KCl
Sulfate de cuivre, solution saturée. CuSO4
Sulfate mercureux, solution saturée en K2SO4
Potentiel par rapport à l'électrode à
hydrogène (V)
- 0,244
+ 0,336
+ 0,288
+ 0,318
+ 0,615
2.5. Etude des surtensions d'électrode
Il existe des différentes causes de surtension, que l'on considère comme
additionnelles

La surtension ohmique

La surtension de cristallisation
16
CORROSION

La surtension de concentration

La surtension d'activation
Les deux dernières sont les plus essentielles pour les phénomènes de corrosion.
2.5.1. Surtension ohmique
Elle peut être liée à la formation d'un film protecteur non conducteur solide (oxyde
formé par passivation) ou gazeux (fixation de l'oxygène ou de l'hydrogène sur la surface).
Il apparaît donc une résistance supplémentaire lors du passage du courant.
Exemple:
2M  2nOH   M 2On  nH 2O  2ne 
2nH   2ne   nH 2
De plus, la surtension ohmique peut résulter de la conductibilité électrique qui diffère
d'un électrolyte à un autre.
2.5.2. Surtension de cristallisation
Pour de nombreuses réactions cathodiques de dépôt métallique, les atomes qui
viennent se déposer sont dans un état énergétique différent de celui du métal de base. Ces
atomes ont donc tendance à diffuser vers des sites de plus basses énergies, ce qui modifie
en conséquence le potentiel de l'électrode.
2.5.3. Surtension de concentration
Elle est due à l'apparition de la différence de concentration entre l'interface
électrode/solution et le sein de la solution. Elle dépend de la vitesse de diffusion des ions
en présence.
Le courant de diffusion, mesurant la vitesse maximale à laquelle les ions déchargés
peuvent être apportés à l'électrode par diffusion, est donné par l'équation (2.2):
I
DzF

CS  KCS
(2.2)
17
CORROSION
I
: Courant de diffusion
D
: Coefficient de diffusion de l'espèce active (cm2/s)
δ
: Epaisseur de la couche de diffusion.
z
: La charge.
F
: Constante de Faraday (F = 96500 Coulomb).
CS
: Concentration de la solution.
2.5.4. Surtension d'activation
Cette théorie permet de déterminer la vitesse d'un processus électrochimique dans le
cas d'un transfert d'électrons ce qui règle seul la vitesse du processus globale (l'étape la
plus lente). Un tel régime cinétique est dit régime de transfert électronique ou régime
d'activation.

Détermination de la relation fondamentale entre courant et potentiel.
Considérons une réaction de transfert de charge de type:
A  ne   B n
La vitesse v est reliée à l'intensité du courant par la relation (2.3):
I  nF
(2.3)
Où:
n
: Le nombre d'électrons mis en jeu.
F
: La constante de Faraday.
D'une autre part, en cinétique chimique, la vitesse d'une réaction est donnée par la relation
(2.4):
  kC exp
18
 G
RT
(2.4)
CORROSION
Où:
k : Constante de vitesse.
C : Concentration de l'espèce active.
ΔG : L'énergie d'activation
R
: Constante des gaz parfaits.
T : Température.
GA  Gn  Gele
Or:
(2.5)
ΔG n et ΔGéle sont respectivement l'enthalpie libre d'origine chimique et l'enthalpie libre
électrique lié au potentiel.
Pour la réaction d'oxydation:
GA  Gn  (1   )nFE
Où

:
(2.6)
Coefficient de transfert de charge.
Pour la réaction de réduction:
GB  Gn  nFE
(2.7)
Les courants anodique et cathodique Ia et Ic sont donc donnés par :
I a  nF A  nFk AC A exp
 Gn  (1   )nF
RT
I c  nF B  nFk B C B exp
 Gn  nF
RT
(2.8)
(2.9)
Au potentiel donné E, le courant global I est de la forme :
I TOT  I a  I c
19
(2.10)
CORROSION
(Conventionnellement
Ia  0
Ic  0
and
)
En posant :
K A  kA
 Gn
RT
K B  kB
,
I a  nFK AC A exp
I c  nFK B C B exp
 Gn
RT
(1   )nF
RT
 nF
RT
(2.11)
(2.12)
D’où l'expression du courant total:
I  nF ( K AC A exp
(1   )nF
 nF
 K B C B exp
)
RT
RT
(2.13)
C'est la relation de BUTLER-VOLMER qui exprime la loi fondamentale de la surtension en
régime pur de transfert de charge.

Détermination du courant d'échange I0
A l'équilibre on définit I0 le courant d'échange correspondant à Eéq:
I0  Ia  Ic
I 0  nFK AC A exp
(1   )nFEéq
I 0  nFK B C B exp
RT
(2.14)
 nFEéq
RT
(2.15)
La surtension η est donnée par:
  E  Eéq
(2.16)
De (2.13.), (2.14), (2.15.) et (2.16.) on obtient la relation (2.17) suivante:
I  I 0 (exp
(1   )nF
 nF
 exp
)
RT
RT
20
(2.17)
CORROSION
On constate que la courbe I = f (η)
est une différence entre deux courbes
exponentielles. L'une relative au processus anodique et l'autre au processus cathodique
(Figure 2.3.).
I
Red
Ox + né
Ia
Courbe
Globale
Ec E
I0
I0
Ea
E (I=0)
Ic
Ox + né
Red
Figure 2.3. Courbe intensité- potentiel théorique d'un système Red-Ox.
Conséquences:

Pour des surtensions faibles:
Aucun des courants Ic et Ia n'est prédominant; aucune des deux réactions (oxydation
ou réduction) à l'électrode n'est négligeable devant l'autre.
En fait on se trouve au voisinage de E (i=0), vu la courbe intensité–potentiel.
Dans ce cas:
I  I0
nF

RT
21
(2.18)
CORROSION
La courbe I = f (η) possède dans ce domaine une partie rectiligne (Figure 2.4.), la loi
d'ohm est vérifiée et on définit une résistance de polarisation Rp.
La mesure Rp permet donc de déterminer le courant d'échange I0.
RP 
RT 1
.
nF I 0
(2.19)
I
1
Rp
ΔI
E (I = 0)
E
ΔE
Figure 2.4. Définition de la résistance de polarisation.

Pour des surtensions élevées:
Deux domaines sont exploitables:
 Le domaine des surtensions cathodique.
 Le domaine des surtensions anodique.
Dans les deux cas on néglige l'une des exponentielles devant l'autre et on obtient une
relation linéaire reliant au logarithme du courant: " c'est la loi de Tafel".
i. Surtension cathodique (η < 0)
22
CORROSION
I  I 0 (exp
Avec
(1   )nF
 nF
 exp
)
RT
RT
(1   )nF
exp
0
RT
I
Ln

I0
 c nF
RT
c
(2.20)
c  a  bc log I
D’ou:
Avec:
a
2,3RT
log I 0
nF
(2.21)
bc 
et
2 , 3 RT
nF
ii. Surtension anodique (η > 0)
I  I 0 (exp
(1   )nF
 nF
 exp
)
RT
RT
exp
Avec
Ln
I

I0
 nF
0
RT
(1 c ) nF
RT
a
(2.22)
 a  a'ba log I
D’ou:
Avec:
2,3RT
a' 
log I 0
(  1)nF
et
(2.23)
ba 
2, 3 RT
(1 ) nF
Ainsi, la détermination des droites de Tafel permet de déterminer le coefficient des
transferts de charge et le courant d'échange I0. (Figure 2.5.).
23
CORROSION
bc
log |I0 |
Droite de Tafel cathodique
ba
Droite de Tafel anodique
E(I=0)
E
Figure 2.5. Détermination de l'intensité du courant d'échange par la méthode des droites de
Tafel.

Cas d'un système hétérogène
Dans le cas d'un système hétérogène, c'est-à-dire d'un métal corrodable l'équation
(17) n'est pas modifiée, il suffit de considérer deux coefficients de transfert de charge
α
et β tel que.
   1
Le courant d'échange correspondant au courant de corrosion Icor on obtient alors
l'équation:
24
CORROSION
I  I cor (exp
nF
RT
 exp
 nF
)
RT
(2.24)
Les constantes cathodique et anodique de tafel bc et ba sont donc données par:
bc 
ba 
2 , 3 RT
nF
2 , 3 RT
nF
D’où:
I  I cor (exp
2,3
 2,3
 exp
)
ba
bc
(2.25)
Pour des faibles surtensions et en faisant l'approximation sur η, la résistance de
polarisation s'obtient par la relation (2.26) de STERN et GEARY:
Rp 
ba bc
2 , 3. Icorr ( ba  bc )
25
(2.26)
CORROSION
3. MESURES ELECTROCHIMIQUES
3.1. Techniques non stationnaires
Pour contourner les limitations des techniques stationnaires, il a été mis au point un
certain nombre de techniques transitoires, basées sur l’utilisation des fonctions de transfert
dont la spectroscopie d’impédance électrochimique (SIE) en fait partie.
3.2. Spectroscopie d’impédance électrochimique
La spectroscopie d’impédance électrochimique (SIE) est une méthode non
stationnaire qui permet d’avoir des informations sur les étapes élémentaires qui constituent
le processus électrochimique global. Elle permet également de suivre l’évolution des
propriétés électrochimiques d’un échantillon conducteur revêtu ou non. La SIE est une
technique puissante pour évaluer rapidement les performances des métaux revêtus par les
mesures de valeurs de l’impédance. Elle peut surveiller rapidement les changements dans
les propriétés barrières des revêtements, comparées aux méthodes traditionnelles. La SIE
fournit également des données précises pouvant être exploitées pour la prédiction de
l’efficacité d’un revêtement dans le temps.
3.2.1. Principe de la méthode
Cette méthode consiste à surimposer un signal sinusoïdal de fréquence variable et de
faible amplitude à la valeur de la tension appliquée à l’électrode de travail, puis analyser la
réponse en courant du système en fonction du temps et des caractéristiques du signal
appliqué (fréquence, amplitude,…); (Figure 3.1.). Les différents types de réponses en
fonction de la fréquence permettent de séparer les processus élémentaires.
Figure 3.1. Principe de la spectroscopie d’impédance électrochimique.
26
CORROSION
Comme il est montré sur la figure 3.1., une tension sinusoïdale de faible amplitude,
V(t) = ΔV sin ωt, est superposée à la tension de polarisation continue VS. Par suite, un
courant sinusoïdal de faible amplitude, I(t) = ΔI sin (ωt + φ), se trouve superposé au
courant continu IS. Si les deux signaux sinusoïdaux sont enregistrés sur un enregistreur XY, une figure de Lissajous (ellipse), similaire à celle représentée sur la figure I.16. Peut
être observée. Ainsi, la mesure de l’impédance électrochimique tout au long de la courbe
de polarisation permet une caractérisation complète de l’interface.
L’impédance du système est le rapport entre la tension sinusoïdale imposée et le
courant résultant. Elle peut être définie par un nombre complexe.
Z   
V
I
exp j
(3.1)
Z (ω) peut ainsi être représenté en coordonnées polaires par son module │Z│ et sa phase φ
ou en coordonnées cartésiennes par sa partie réelle et sa partie imaginaire (Re Z, Im Z) :
Nous pouvons aussi démontrer que :
Z
2
et
 Z re   Z im 
2
tan  
2
Zim
Zre
La représentation graphique d’une impédance dans le plan complexe pour différentes
fréquences est appelée diagramme de Nyquist (Figure 3.2b.). Dans ce cas, la fréquence
n’apparaît qu’indirectement sur le diagramme. Les diagrammes de Nyquist permettent de
déterminer les paramètres Re (résistance de l’électrolyte) et Rt (résistance de transfert de
charge), et de calculer la valeur de Cdc (capacité de la double couche).
Le diagramme de Bode par contre, consiste à porter le logarithme du module et
l’angle de déphasage de l’impédance en fonction du logarithme de la fréquence (Figure
3.2c.).
Z ( )  Z exp( j )  Re Z  j Im Z
27
(3.2)
CORROSION
Figure 3.2. Circuit équivalent et tracé de l’impédance d’une cellule électrochimique.
3.2.2. Circuit équivalent
Dans certains cas, notamment lorsque les constantes de temps des étapes
élémentaires sont mal découplées, il est utile de modéliser l’impédance d’un système
électrochimique par celle d’un circuit électrique équivalent composé d’éléments simples :
résistances, capacités, inductances ainsi que des éléments à phase constante (CPE) et des
éléments de Warburg (liés aux phénomènes de diffusion), ils interviennent comme
intermédiaires de calcul destinés à faciliter l’obtention des constantes cinétiques. L’analyse
en fréquence de l’impédance électrochimique permet de différencier divers phénomènes
élémentaires en fonction de leur fréquence caractéristique (ou constante de temps).
28
CORROSION
a. Correspondance entre un élément simple d’un circuit équivalent et les
phénomènes électrochimiques
Le circuit de la figure 3.3. comprend les éléments qui permettent de déterminer la
tenue à la corrosion d’un acier en contact avec l’électrolyte. Il est composé d’une
résistance correspondant à celle de l’électrolyte Re, de la capacité de la double couche Cd
et de la résistance de transfert de charge Rt.
Figure 3.3. Tracé dans le plan complexe d’impédance d’une interface électrochimique et
circuit équivalent.
L’impédance électrochimique traduit la contribution électrochimique du système à la
réponse électrique observée, elle comprend toujours une résistance au transfert d’ions et
d’électrons impliquée dans la dissolution, appelée résistance de transfert de charge Rt, en
série avec des résistances de concentration.
Z ( )  Z   jZ 
(3.3)
L’impédance totale du circuit représentée dans la figure 3.3. peut s’écrire sous la
forme suivante:

Rt 

 Z    Re  2 



2
 Z 
2
 Rt 


 2 
2
Qui est l’équation d’un cercle de rayon Rt /2 centré à (Re + Rt /2) sur l’axe réel.
29
(3.4)
CORROSION
b. Adsorption à l’électrode
Les réactifs, les produits de réaction et les inhibiteurs de corrosion peuvent
s’adsorber sur l’électrode. D’un point de vue électrique, les possibilités de recouvrement
sont décrites par des capacités. Les phénomènes d’adsorption sont à l’origine de
l’existence d’un deuxième demi-cercle aux basses fréquences (Figure 3.4.).
Figure 3.4. Diagramme d’impédance dans le cas des réactions hétérogènes avec
adsorption.
c. Diffusion
La diffusion des espèces dans une solution d’électrolyte est un phénomène lent, donc
mesurable à basse fréquence. Pour une perturbation sinusoïdale du potentiel, le phénomène
de diffusion se traduit par l’intervention d’une résistance au transfert de masse et dont
l’expression en fonction de la fréquence est:
Z    1  j 

1
2
(3.5)
Où σ désigne le coefficient de Warburg. A noter que l’impédance de Warburg demeure
l’impédance de diffusion minimale. Dans le plan complexe, elle est représentée par une
droite à 45° des axes (Figure 3.5.).
30
CORROSION
Figure 3.5. Impédance du circuit équivalent de Randles: cas d’une couche de diffusion
d’épaisseur infinie.
d. Application de la SIE aux revêtements
Dans le cas idéal, un revêtement protège le substrat métallique contre la corrosion car
il est isolant, adhérant et étanche (Figure 3.6.). Le revêtement se comporte donc comme
une capacité pure Cc, et l’interface se comporte comme un circuit électrique RC en série.
La résistance Re correspond à la résistance de l’électrolyte.
Figure 3.6. Modèle physique du revêtement parfait, et le circuit électrique équivalent.
Cependant, dans la réalité, on arrive généralement à mesurer le potentiel de corrosion
du métal. Ceci est dû à la diffusion des ions de l’électrolyte à travers les pores du
revêtement.
Lorsqu’il y a une dégradation significative du revêtement, il se crée une résistance
Rp reflétant la porosité et provoquant une fuite de courant et le modèle proposé
31
CORROSION
précédemment n’est plus applicable. Ce qui nécessite l’utilisation d’un nouveau schéma
électrique équivalent (Figure 3.7.).
Figure 3.7. Schéma électrique équivalent d’un système avec revêtement poreux sans
interface métal / électrolyte.
Dans le cas des revêtements dégradés, l’électrolyte entre assez rapidement en contact
avec le métal et une nouvelle interface apparaît. Il se forme une double couche dont le
comportement électrique est équivalent à un circuit RC parallèle placé en série avec la
résistance d’électrolyte Re. La figure 3.8. représente le circuit équivalent et le modèle
physique d’un revêtement poreux, après la formation d’une interface métal/film. On notera
Cdc la capacité de la double couche formée, et Rp la résistance de polarisation ayant lieu
au niveau de cette interface.
Figure 3.8. Modèle électrique équivalent d’un revêtement poreux avec formation d’une
double couche en surface du métal.
Lorsque les ions atteignent la surface du métal par diffusion et si l’on suppose que les
phénomènes de corrosion résultent de la réaction de l’électrolyte avec le métal, alors il est
indispensable de tenir compte du transport des espèces réactives dans ce même électrolyte.
Si cette diffusion est une des étapes lentes, elle contribue dans l’expression de la vitesse de
corrosion du métal sous revêtement.
32
CORROSION
La figure 3.9. représente le schéma du circuit électrique équivalent d’une électrode,
lorsque celle-ci est le siège simultané d’une réaction de transfert de charge et d’un
transport de matière par diffusion.
Figure 3.9. Schéma électrique équivalent du système électrochimique lors d’un processus
de transport de charge et de matière.
e. Etape d’adsorption
Dans les processus de corrosion, une étape intermédiaire d’adsorption d’une espèce
peut avoir lieu à l’électrode. Celle-ci se manifeste sur le diagramme d’impédance,
représenté dans le plan de Nyquist, par une boucle inductive (Figure 3.10.). Elle est
modélisée par une résistance R et une inductance L en parallèle avec le circuit de Randles.
Figure 3.10. Représentation, dans le plan de Nyquist, de l’impédance électrochimique,
d’une espèce adsorbée à la surface d’une électrode et schéma électrique équivalent.
Les processus lents, par exemple la diffusion, sont représentés en basses fréquences.
Ainsi, une boucle inductive présente en basses fréquences signifie que le processus
d’adsorption est limité par la diffusion.
33
CORROSION
f.
Hétérogénéités de surface
Dans certains cas, la modélisation, par un circuit électrique équivalent, de la boucle
capacitive en hautes fréquences est difficile à cause de la présence d’hétérogénéités à la
surface de l’électrode. Les sites de réaction ne sont alors pas uniformément distribués et le
demi-cercle représentant la résistance de transfert de charges et la capacité de la double
couche dans la plan de Nyquist est aplati (Figure 3.11.). La modélisation du comportement
de la double couche par une capacité devient imparfaite. Il convient alors d’ajouter à cette
capacité une constante de temps, nommée élément de phase constante (CPE).
Figure 3.11. Représentation, dans le plan de Nyquist, de l’impédance électrochimique
d’une électrode de surface hétérogène et circuit électrique équivalent.
3.3. Les avantages et les inconvénients de la SIE
Les techniques de polarisation linéaire sont valables pour les métaux nus dans
beaucoup de situations, elles demeurent défectueuses pour l’évaluation des revêtements
organiques déposés sur des métaux. La SIE résout ces problèmes.
La technique d’impédance électrochimique apporte une analyse plus complète au
pouvoir protecteur des revêtements, comparativement aux méthodes stationnaires,
puisqu’elle permet de séparer les mécanismes de cinétiques différentes. Les
caractéristiques physiques du film protecteur peuvent, en particulier, être distinguées du
mécanisme de transfert de charge intervenant à l’interface substrat/électrolyte et
quantifiées en fonction des différents paramètres imposés au système.
Dans les études sur les inhibiteurs de corrosion, la spectroscopie d’impédance permet
de déterminer le mode d’action du produit inhibiteur.
34
CORROSION
L’inconvénient majeur de l’impédance électrochimique réside dans l’interprétation
des résultats car il est parfois difficile de trouver le circuit électrique équivalent
correspondant le mieux à l’interface électrode/solution. Un circuit idéal n’est pas toujours
adéquat pour décrire la réponse électrique du système.
35
CORROSION
4. PROTECTION CONTRE LA CORROSION
II faut créer sur la surface de la pièce à protéger, une couche protectrice inaltérable et
imperméable afin d’isoler le métal du milieu ambiant.
Pour cela il faut préparer cette surface :
- dégraissage
- décapage
- polissage (éventuellement)
4.1. Les méthodes de protection des métaux contre la corrosion
D'une manière générale, la protection contre la corrosion peut être réalisée d'après
deux principes fondamentaux:

Recouvrir le métal menacé par la corrosion avec un revêtement plus résistant que le
métal lui-même.

Modifier l'état électrique du système de façon à protéger le métal.
Les moyens utilisés sont nombreux mais relèvent tous de ces deux principes. La
figure 4.1. indique quels sont ces moyens.
36
CORROSION
Revêtement
Chimique
Métallique
Non
métallique
Organique
Inorganique
- Zinc
- Plomb
- Etain
-Cadmium
- Cuivre
- Nickel
- Chrome
- Argent
- Phosphates
- Oxydes
- Emaux
- Bétons
- Peintures
- Résines
- Graisses
- Cires
Modification de l'état électrique du système
Protection
électrochimique
Cathodique
- courant imposé
- anode sacrificielle
Anodique
Inhibiteurs
Organique
Minéraux
Figure 4.1. Les moyens de protection contre la corrosion.
37
CORROSION
4.1.1. Les revêtements courants
4.1.1.1. Huiles et graisses (minérales ou neutres, ex : vaseline)
Stockage et protection (pièces en mouvement)
4.1.1.2. Peintures et vernis
a- impressions (couche primaire) réalisent la base d'accrochage de la peinture
(minium de plomb, pyrolac...)
b- Les peintures et vernis (couche de finition) réalisent la couche protectrice :
 à l'huile de lin, mélangée à de l'essence de térébenthine et à des colorants,
son durcissement est obtenu par polymérisation de l'huile de lin au contact de
l'oxygène de l'air.
 Glycérophtaliques, ont les mêmes composants que ci-dessus avec addition de
résine glyptol augmentant la tension et la dureté de la peau.
 cellulosiques, sont un mélange de résines cellulosiques et d'un diluant
durcissant (acétone), le durcissement est obtenu par évaporation du diluant,
ces peintures sont très résistantes et faciles à déposer au pistolet
 les résines (à base de matières plastiques, époxy, épikote), durcissement est
obtenu à l'aide d'un produit complémentaire (durcisseur), dureté et résistance
exceptionnelles, leur grande souplesse permet de les déposer avant mise en
forme de la pièce (ex : casserole TEFAL)
 les émaux, les pièces sont saupoudrées d'émail (silice pure) et chauffées au
four à 800°, il y a vitrification de la couche protectrice très dure mais très
fragile.
38
CORROSION
4.1.2. Les revêtements chimiques
Ils font appel à une réaction chimique pour créer à la surface de la pièce une couche
de sel neutre imperméable et parfaitement adhérente. Cette protection réalise une
excellente base pour une finition ultérieure.
4.1.2.1. Phosphatation (pour métaux ferreux)
a- bain antirouille : les pièces sont immergées dans un bain d'acide phosphorique +
bioxyde de manganèse (durée 2h), on obtient une couche protectrice noire,
verdâtre.
b- parkérisation : immersion des pièces dans un bain contenant de l'acide
phosphorique + bioxyde de manganèse + zinc et chauffé à 100 °C pendant 1h. On obtient
une couche protectrice verdâtre.
c- bondérisation : procédé identique à la parkérisation, auquel on ajoute un
accélérateur oxydant pour réduire la durée d’immersion à l0mn.
4.1.2.2. Mordançage (pour alliage ultra-légers)
Les pièces sont immergées dans un bain de bichromate de potassium + catalyseur
(durée 10mn). 0n obtient une teinte jaune laiton, des retouches locales peuvent être
effectuées à l'acide sélénieux (pour rayures profondes).
4.2. Les revêtements par voie thermique (métallisation)
II consiste à réaliser un dépôt à l'aide de métaux protecteurs.
4.2.1. Etamage
Immersion des pièces dans un bain d'étain liquide (250 °C), on diminue l’excédent
d'étain par essuyage.
39
CORROSION
4.2.2. Galvanisation
Immersion des pièces dans un bain de zinc liquide (450 °C), on ajoute un corps
réducteur pour protéger le zinc contre l'oxydation.
4.2.3. Shérardisation (cémentation)
Diffusion superficielle de zinc obtenue dans un four tournant chauffé à 500 °C, on
obtient une couche très mince mais très régulière (ex : protection des boulons)
4.2.4. Calorisation ou aluminage (cémentation)
Diffusion superficielle d'aluminium obtenue dans un four tournant chauffé à 850 °C,
on obtient une fine couche d'aluminium assurant une protection très efficace pour des
pièces travaillant à des températures élevées.
4.2.5. Shoopage (projection plasma)
II s'agit de projeter sous l'action d'un fluide gazeux sur une surface préalablement
préparée de fines particules de métal fondu ou ramolli au moyen d'une source de chaleur.
Le métal est fragmenté puis fondu en fines gouttelettes avant d'être projeté à grande
vitesse (200 m/s).
L'application est réalisée par des pistolets à gaz ou électriques (fusion) alimentés par
de l'air comprimé (projection).
4.2.6. Placage
On lamine ensemble 3 lingots de métaux différents, pour allier les bonnes
caractéristiques de l'âme à la bonne résistance à la corrosion des tôles de recouvrement.
40
CORROSION
4.3. Les revêtements par dépôt électrolytique
Figure 4.2. Revêtements par dépôt électrolytique.
Le métal à déposer est placé à 1'anode (+), le métal à recouvrir est placé à la cathode
(-), le bac contient une solution de sels du métal à déposer (Figure 4.2.). Sous l’effet du
passage du courant il y a déséquilibre de l’électrolyte qui se dépose à la cathode, puis
épuisé se recharge à 1’anode. Ainsi, l'anode se dissout et vient recouvrir la pièce à protéger
(acier) du métal protecteur (cuivre, nickel, chrome, argent, zinc, cadmium...)
4.4. Protection anodique
Figure 4.3. Protection anodique.
41
CORROSION
Il se forme une couche d'oxyde, protectrice (Figure 4.3.). Ce procédé est très
intéressant pour les alliages légers et pour les alliages de titane.
La pièce à protéger est placée à l'anode, la cathode est en plomb, 1'ensemble est
plongé dans un électrolyte.
Sous l'effet du passage du courant, il se produit un dégagement d'oxygène à l'anode
accompagné d'une dissolution superficielle due à l'acide et formation d'une couche d'oxyde
(alumine) qui protège l'alliage.
4.5. Protection cathodique
Le principe de base est de porter le potentiel d'un métal à un niveau dit de
passivation. Pour modifier le potentiel du métal à protéger cathodiquement, on utilise une
anode installée dans le même électrolyte. Les anodes peuvent être de deux types soit des
anodes ayant un potentiel plus électronégatif que le métal à protéger (anode sacrificielle),
soit des anodes couplées à un générateur de tension continue imposant une différence de
potentiel entre les deux métaux (méthode à courant imposé).
La protection cathodique est une technique pour contrôler la corrosion d’une surface
métallique en transformant cette surface en la cathode d’une cellule électrochimique. La
protection cathodique est utilisée pour protéger les structures métalliques de la corrosion,
notamment l’acier, les gazoducs, les oléoducs, les canalisations d’eau, les réservoirs, les
piliers métalliques des jetées, les navires, les plateformes pétrolières ou encore les
structures en béton armé.
4.5.1. Protection cathodique par anode sacrificielle
Les anodes réactives ou sacrificielles peuvent avoir différentes formes et sont faites
en utilisant des alliages de zinc, de magnésium et d’aluminium. Le potentiel
électrochimique de ces anodes est plus bas que ceux des alliages de fer – les alliages de fer
étant plus nobles, ils servent de cathodes.
4.5.2. Protection cathodique grâce à un générateur
42
CORROSION
Pour des installations plus grandes ou mal isolées mécaniquement par un revêtement
de mauvaise qualité, les anodes sacrificielles peuvent ne pas délivrer suffisamment de
courant pour une protection optimale. Dans les systèmes à courant imposé des anodes sont
alors connectées à un générateur de courant continu permanent ou cyclique (le redresseur
de courant fonctionne suivant des séquences de temps prédéfinies). Ces anodes sont en
forme de tube (pour permettre le dégazage d'oxygène) ou de tige compacte de différents
matériaux dédiés tels que l'acier, de la fonte, du graphite, des oxydes métalliques, des fils
revêtus de platine et de niobium.
Les canalisations d'eau enterrées sont ainsi protégées de la corrosion, on change
périodiquement l'anode. Les carrosseries de voitures sont reliées au pôle - de la batterie ce
qui aide à leur protection.
Afin d’éviter la destruction des pièces électronégative (corrosion électrochimique),
on monte une pièce encore plus électronégative de façon à dévier l’effet de pile, cette
cathode se détériorera à la place des pièces à protéger (Figure 4.4.).
Figure 4.4. Ajout d’une pièce plus électronégative à la cathode.
Exemples : protection des coques et hélice de bateaux, des câbles sous-marins, des
réservoirs (électrode en zinc ou en magnésium) (Figure 4.5.).
43
CORROSION
Figure 4.5. Protection des coques et hélice de bateaux.
4.6. Les inhibiteurs de corrosion
4.6.1. Définition
Un inhibiteur de corrosion est un composé chimique qui, ajouté à faible
concentration au milieu corrosif, ralentit ou stoppe le processus de corrosion d’un métal
placé au contact de ce milieu.
Une telle définition ne saurait être parfaite ; elle évite cependant de considérer
comme inhibiteurs des additifs qui, tout en répondant à la seconde condition (diminution
de la vitesse de corrosion), ne remplissent pas la première (par exemple, l’ajustement du
pH par addition de base ou d’acide ne constitue pas un moyen d’inhibition au sens de la
définition). À l’inverse, certains composés, qui devraient être exclus par la définition,
peuvent cependant être considérés comme des inhibiteurs (additifs consommant de
l’oxygène). Enfin, le sens donné par cette définition au terme inhibiteur interdit que
l’inhibition de la corrosion soit interprétée comme le ralentissement, par quelque moyen
que ce soit, du processus de corrosion d’un métal (exemple de l’incorporation d’un élément
d’alliage dans un métal : le chrome n’est pas un inhibiteur du fer lorsqu’il entre dans la
composition d’un acier inoxydable).
La définition d’un inhibiteur de corrosion n’est pas unique, néanmoins celle retenue
par la National Association of Corrosion Engineers (NACE) est la suivante :
Un inhibiteur est une substance qui retarde la corrosion lorsqu’elle est ajoutée à un
environnement en faible concentration.
44
CORROSION
4.6.2. Généralités sur l’utilisation des inhibiteurs de corrosion
4.6.2.1 Conditions d’utilisation
— Un inhibiteur (ou un mélange d’inhibiteurs) peut être utilisé comme unique
moyen de protection :
— soit comme protection permanente ; l’inhibiteur permet alors l’utilisation de
matériaux métalliques (ferreux non alliés, par exemple) dans des conditions satisfaisantes
de résistance à la corrosion ; une surveillance de l’installation s’impose;
— soit comme protection temporaire pendant une période où la pièce ou
l’installation est particulièrement sensible à la corrosion (stockage, décapage, nettoyage) ;
dans ce cas, le contrôle du système est a priori plus simple, la prévision du comportement
de l’inhibiteur dans le temps étant plus facile à faire.
_ Un inhibiteur (ou un mélange d’inhibiteurs) peut être combiné à un autre moyen de
protection : protection supplémentaire d’un alliage à haute résistance à la corrosion,
addition à un revêtement de surface tel que peinture, graisse, huile, etc.
4.6.2.2 Fonctions essentielles
D’une manière générale un inhibiteur doit :
— abaisser la vitesse de corrosion d’un métal, sans en affecter les caractéristiques
physico-chimiques, en particulier la résistance mécanique (par exemple, risque de
fragilisation par l’hydrogène en milieu acide) ;
— être stable en présence des autres constituants du milieu, en particulier vis-à-vis
des oxydants ;
— être stable aux températures d’utilisation ;
— être efficace à faible concentration ;
— être compatible avec les normes de non-toxicité ;
— être peu onéreux.
45
CORROSION
4.6.2.3. Utilisations industrielles courantes
Bien que leur utilisation puisse être théoriquement envisagée dans la plupart des cas
de corrosion (avec, comme principales limitations, un volume trop important du milieu
corrosif ou l’impossibilité éventuelle d’y incorporer des additifs), les inhibiteurs ont
plusieurs domaines traditionnels d’application :
— le traitement des eaux (eaux sanitaires, eaux de procédés industriels, eaux de
chaudières, etc.) ;
— l’industrie du pétrole : forage, extraction, raffinage, stockage et transport ; à tous
les stades de cette industrie, l’utilisation d’inhibiteurs de corrosion est primordiale pour la
sauvegarde des installations ;
— la protection temporaire des métaux, que ce soit pendant le décapage acide, le
nettoyage des installations ou le stockage à l’atmosphère (inhibiteurs volatils,
incorporation aux huiles et graisses de protection temporaire) ou pour le traitement des
huiles
— l’industrie des peintures sur métaux où les inhibiteurs sont des additifs assurant la
protection anticorrosion des métaux.
4.6.3. Mode d’action des inhibiteurs de corrosion
Quel que soit le mécanisme exact par lequel chaque inhibiteur agit dans les
conditions dans lesquelles il est placé, il existe un certain nombre de considérations de base
valables pour tous les inhibiteurs :
— la corrosion étant un processus essentiellement électrochimique, l’action de
l’inhibiteur ne peut se faire qu’au niveau d’une des étapes des réactions élémentaires
(transport d’espèces en solution, formation d’intermédiaires superficiels, adsorption des
espèces à la surface des phases solides, transfert de charge électronique) ;
— l’intervention de l’inhibiteur dans le processus de transport des espèces
électroactives (oxygène, protons, produits de réaction) au sein de la solution étant peu
46
CORROSION
probable, le mécanisme d’action d’un inhibiteur est le plus souvent à rechercher au
voisinage immédiat de la surface (au contact du métal).
On peut concevoir l’action de l’inhibiteur comme :
— l’interposition d’une barrière entre le métal et le milieu corrosif ;
— le renforcement d’une barrière préexistante, en général la couche d’oxyde ou
d’hydroxyde formée naturellement en milieu neutre ou alcalin. Ce renforcement pourra
consister en une extension de l’oxyde à la surface, ou en la précipitation de sels aux
endroits faibles de l’oxyde, ces sels étant des produits de corrosion ;
4.6.4. Classes d’inhibiteurs
4.6.4.1. Inhibiteurs organiques
Il existe de très nombreux composés organiques susceptibles d’être utilisés comme
inhibiteurs. À partir d’une molécule mère possédant une certaine efficacité, il est toujours
possible de synthétiser des composés de plus en plus complexes dans le but soit
d’améliorer l’efficacité inhibitrice ou encore certaines propriétés physiques (solubilité en
milieu aqueux ou non aqueux, pouvoir mouillant, température d’ébullition...), soit de
rendre l’analyse de la formulation inhibitrice plus difficile. Par ailleurs, la
commercialisation d’un produit dépend en grande partie de son prix de revient : la
préférence est donnée à des sous-produits de l’industrie pétrolière.
Comme il a été vu précédemment, les composés organiques susceptibles de
fonctionner comme inhibiteurs de corrosion contiennent, en principe, un centre actif
susceptible d’échanger des électrons avec le métal : N, O, S, P.
4.6.4.1.1 Composés organiques azotés
Ce sont essentiellement les amines, les pyridines et les sels quaternaires basiques
(dérivés de bases comme l’ammoniaque, la pyridine...).

Mécanisme d’action
47
CORROSION
En plus du rôle important joué par l’adsorption de ces composés à la surface des
métaux comme il a déjà été dit au paragraphe précédent, les composés azotés peuvent avoir
des effets spécifiques :
— effet de neutralisation ou d’alcalinisation du milieu corrosif ;
— action filmante à la surface du métal ;
— hydrophobisation de la surface du métal.
a) Effet de neutralisation ou d’alcalinisation du milieu
La plupart des amines et de leurs dérivés ont des propriétés de bases faibles qui
peuvent être exploitées pour abaisser l’activité des protons de la solution corrosive :
— en milieu légèrement acide ;
— en milieu neutre à température élevée où l’activité des ions
H+ devient suffisante pour que le rôle de l’oxygène comme espèce cathodique puisse
être négligé ;
— en milieu neutre à température ordinaire, le déplacement du pH amenant le métal
dans une zone où la corrosion est ralentie.
Exemple : utilisation de l’ammoniac et des amines neutralisantes dans les
installations de distillation du pétrole ou de traitement des eaux de chaudières:
— ammoniac : bien qu’à la limite de la définition d’un inhibiteur, l’ammoniac est
injecté dans les tours de distillation des hydrocarbures pour neutraliser les vapeurs de HCI
en tête de colonne et amener le pH du mélange gazeux dans une zone où l’agressivité de
H2S vis-à-vis des aciers ordinaires est minimale (5 < pH < 6) ;
— amines neutralisantes : elles combinent des propriétés de bases faibles à des
propriétés spécifiques d’adsorption. Les plus volatiles (morpholine, cyclohexylamine)
peuvent être utilisées à côté ou à la place de l’ammoniac. Les risques de fragilisation
caustique dus à l’accumulation d’ions OH– par suite de phénomènes d’hydrolyse dans les
48
CORROSION
zones de confinement du milieu corrosif sont alors limités par rapport à ceux que peut
présenter l’ammoniac. Ces amines ne protègent pas contre la corrosion liée à la présence
d’oxygène dans l’eau, au contraire des amines filmantes.
b) Action filmante à la surface des métaux (aciers)
Cette action est caractéristique des amines à longue chaîne (C16 ou C18). L’ancrage
sur la surface métallique se fait par l’intermédiaire du ou des atomes d’azote de la
molécule. L’extrémité non adsorbée sur le métal peut adsorber à son tour des molécules
d’hydrocarbure, provoquant un accroissement de l’épaisseur de la barrière hydrophobe.
Il existe en général une longueur optimale de la chaîne aliphatique en relation avec
l’efficacité inhibitrice de la molécule. Plusieurs explications sont proposées pour rendre
compte des relations entre la structure de la molécule et les propriétés inhibitrices dans ce
cas:
— allongement de la chaîne entraînant une amélioration du pouvoir filmant de
l’amine, mais tendant à gêner les possibilités d’adsorption pour des raisons
d’encombrement stérique ;
— optimum de longueur de chaîne en relation avec les propriétés hydrophobes de
l’extrémité non adsorbée ;
— effet de l’allongement sur la solubilité de l’amine : on tend vers des composés de
moins en moins solubles (paraffines par exemple).
c) Hydrophobisation de la surface du métal
L’adsorption de l’inhibiteur se fait alors par l’extrémité hydrophile de la molécule,
l’extrémité hydrophobe libre étant celle de la chaîne aliphatique.
Il est possible de définir un coefficient d’hydrophobie lg P pour chaque centre actif
ou pour la molécule inhibitrice dans son ensemble à partir du coefficient de partage P de
cette molécule entre deux phases, l’une aqueuse, l’autre organique. On a montré qu’il
existe, pour certains inhibiteurs, une relation entre coefficient d’hydrophobie et efficacité
49
CORROSION
inhibitrice. Il semble qu’il existe une meilleure corrélation lorsqu’est associé, à l’effet
d’hydrophobie, un effet électronique des centres actifs de la molécule inhibitrice.

Principales classes de composés azotés utilisés dans la pratique
Les composés organiques azotés sont plus particulièrement utilisés dans le domaine
du décapage acide des métaux et dans celui de l’industrie pétrolière.
a) Décapage acide
_ Amines primaires (RNH2)
Les amines primaires utilisées pour le décapage acide des métaux sont de nature très
diverse :
— alkylamines (10 à 12 carbones) ;
— arylamines (aniline et ses dérivés nitrés, chlorés, etc.) ;
— diamines.
_ Amines secondaires (R1R2NH)
Dans cette classe, les amines éthoxylées, saturées ou insaturées, sont plus
particulièrement utilisées (R1 = C10 à C22 et R2 = H (CH2—CH2—O)n .
_ Amines tertiaires (R1R2R3N)
— La plus connue est l’hexaméthylènetétramine (CH2)6N4 , dont les produits de
réaction avec HCI (chlorodiméthyléther) ont cependant des propriétés cancérogènes.
— La série des triazoles, caractérisée par un groupement entrant dans un cycle le
plus souvent pentagonal, est également d’une utilisation très courante dans le domaine de
l’inhibition du cuivre et de ses alliages : benzotriazole (C6N3H5),
tolyltriazole (C7N3H8), etc. Cependant, l’utilisation principale de ces produits
concerne les milieux aqueux naturels.
50
CORROSION
_ Ammoniums quaternaires
Il s’agit en général de dérivés halogénés de sels d’ammonium: (R1R2R3R4N)+ (X)–
_ Hétérocycles azotés aromatiques
Ce sont des composés dérivés de la pyridine et de la quinoléine.
Ils sont utilisés sous forme de sels du type: N+ — RA–.
_ Autres composés
Les autres fonctions azotées ayant des propriétés inhibitrices vis-à-vis des métaux
utilisés en milieu acide sont les oximes (R1R2C.N.OH par exemple), les nitriles (RC.N), les
composés nitrés (RNO2).
Produits de condensation amine primaire + acide carboxylique (amides et
imidazolines)
_ Amides : acide carboxylique : chaîne de 16 à 18 C, saturée ou insaturée ; amine
primaire : en général une polyamine de formule globale : H2N (—R NH) x—H, avec x > 1,
mais faible ;
Exemple : R = CH2—CH2 et x = 2 (diéthylènetriamine).
_ Imidazolines : produits de condensation d’une amine et d’un acide carboxylique,
par exemple : vis-à-vis de certains biocides (chlore et dérivés chlorés).
avec R’ = acide gras (C > 10).
_ Sels d’ammonium quaternaire
51
CORROSION
R1R2R3R4N+X –, où X – est un ion halogénure.
_ Amines, amides et imidazolines polyoxyalkylés
L’oxyalkylation a en général pour but de modifier la solubilité ou la dispersibilité des
inhibiteurs.
_ Composés azotés hétérocycliques
Ce sont en général des dérivés de la pyridine (C6H5N) ou de la pipéridine (C5H11N).
4.6.4.1.2. Composés organiques soufrés
Ces composés sont d’une utilisation moins courante que les précédents, quoiqu’ils
puissent être largement aussi efficaces, notamment à température élevée.
L’inconvénient majeur résultant de l’emploi des composés soufrés en milieu acide
est le risque de décomposition avec formation de sulfure d’hydrogène favorisant la
pénétration d’hydrogène et la fragilisation des aciers en particulier.
Les domaines d’utilisation de ce type de composés sont les mêmes que pour les
composés azotés : décapage des métaux, industrie pétrolière.
Les produits les plus connus sont les dérivés de la thio-urée
(H2N — CS — NH2). Sont également utilisés :
— les mercaptans (R SR’) ;
— les composés sulfonium (RR’R" S) ;
— les sulfoxydes (RR’SO) ;
— les thiocyanates (RSCN) ;
— les thiazoles (C3H3NS).
L’addition de formaldéhyde est classique dans le but de minimiser les risques de
pénétration de l’hydrogène.
52
CORROSION
Il faut faire une place particulière au mercaptobenzothiazole (C6S2NH), qui, au même
titre que le benzotriazole et, plus récemment, le tolyltriazole et qui ne contiennent pas
d’atome de soufre, est couramment utilisé pour la protection du cuivre et de ses alliages en
milieu aqueux. Le choix de l’un plutôt que de l’autre de ces trois composés (auquel il
faudrait ajouter le benzimidazole), est fonction de critères de prix d’achat et de stabilité
vis-à-vis de certains biocides (chlore et dérivés chlorés).
4.6.4.1.3. Composés organiques contenant de l’oxygène
Les composés organiques où l’oxygène est le centre actif responsable des propriétés
inhibitrices sont peu nombreux au regard des composés azotés ou soufrés cités
précédemment. Quelques cas particuliers doivent cependant être remarqués étant donné
leur importance.
_ Alcools acétyléniques
Composés très utilisés en tant qu’inhibiteurs en milieu acide ; les plus connus sont :
R —C≡C—CH2OH
— l’alcool propargylique (HC≡C—CH2OH) ;
— le butyne-2diol 1-4 (HOCH2—C ≡C —CH2OH).
Ces composés ont une tenue intéressante en température.
_ Acides carboxyliques et carboxylates
Le plus simple et le mieux connu de ce type d’inhibiteurs est le benzoate de sodium
C6H5—COONa. C’est un bon inhibiteur pour les aciers ordinaires, et, dans une moindre
mesure, pour l’aluminium et le cuivre. Il a l’avantage de n’être pas dangereux (corrosion
localisée) s’il est utilisé à trop faible concentration. Enfin, il ne présente pas de toxicité
apparente.
Les carboxylates sont des inhibiteurs des aciers.
53
CORROSION
Les cinnamates sont en plus de bons inhibiteurs de la corrosion du zinc, ce qui vaut
d’être signalé, étant donné le peu de produits efficaces sur ce métal. Les sébaçates
(CH2)8—(COO–)2 protègent bien l’acier et la fonte.
4.6.4.1.4. Huiles solubles
Utilisés à des concentrations de 1 à 2 % pour la protection de circuits d’eau de faible
volume, ces composés agissent en formant une couche hydrophobe à la surface des
métaux. La couche ainsi déposée semble jouer un rôle efficace dans le cas de phénomènes
d’érosion-corrosion.
4.6.4.2. Inhibiteurs inorganiques
D’une manière générale, les inhibiteurs inorganiques sont utilisés dans des milieux
voisins de la neutralité ou alcalins. Suivant qu’ils nécessitent plus ou moins d’oxygène
dissous dans le milieu corrosif pour être efficaces, on les classe en inhibiteurs non
passivants ou en inhibiteurs passivants. Les premiers agissent plutôt par formation d’un
composé protecteur, précipité en surface, alors que les seconds agissent en aidant à la
formation d’une couche d’oxyde homogène et isolante. On peut remarquer que la quasitotalité des molécules inorganiques inhibitrices contiennent de l’oxygène dans leur
formule.
4.6.4.2. Inhibiteurs passivants
4.6.4.2.1. Composés du type (x = 1, 2 ou 3)
Dans cette série de composés à anions structurellement voisins, MO4x–, M représente
un métal. Ces composés dont le plus représentatif est l’anion chromate, sont parfois
appelés de manière impropre inhibiteurs oxydants.

Chromates et bichromates : CrO42–, Cr2O72–
Les plus utilisés sont les composés inorganiques Na2CrO4, K2CrO4, K2Cr2O7.
L’anion chromate CrO42– présente une efficacité supérieure à celle de l’anion bichromate
Cr2O72– : la concentration minimale efficace (cme) du premier est environ trois fois plus
faible dans des solutions à pH neutre.
54
CORROSION

Molybdates : MoO42–
De structure analogue à l’anion chromate, l’anion molybdate possède cependant un
pouvoir inhibiteur moins marqué, et son action doit être combinée à celle d’un oxydant (le
plus souvent l’oxygène) pour aboutir à un état de passivation satisfaisant du fer en solution
neutre. Les concentrations minimales efficaces sont de l’ordre de 1 à 2 g/L. À plus faible
concentration, il y a risque d’accélération de la corrosion et éventuellement de localisation
de celle-ci.
La tendance depuis les années 70 à l’utilisation plus fréquente des molybdates
provient essentiellement du fait que ces produits ne sont pas considérés comme toxiques et
pourraient donc se substituer aux chromates. En milieu acide, ils déposent des composés
colorés du molybdène.

Tungstates : WO42–
Les tungstates sont des composés aux propriétés inhibitrices voisines de celles des
molybdates. Ils accélèrent la corrosion des métaux ferreux à concentration trop faible, sauf
à pH suffisamment alcalin (> 9), où ce risque n’existe plus.

Vanadates VO43– (ortho-) et VO3– (méta-)
L’orthovanadate de sodium a des caractéristiques d’inhibiteur identiques à celles qui
viennent d’être décrites. Le métavanadate, en revanche, n’accélère pas la corrosion à faible
concentration. Il s’agit d’un inhibiteur mixte qui devient préférentiellement anodique
lorsque sa concentration augmente.

Nitrites
Les nitrites, quoique très efficaces, sont considérés comme dangereux parce que
conduisant fréquemment à des phénomènes de corrosion par piqûres. Ce risque ne devrait
pas exister si la concentration en nitrite est maintenue à un niveau suffisant, mais ce niveau
dépend largement de la nature et de la concentration des anions agressifs présents dans le
milieu corrosif, ainsi que du pH de celui-ci.
55
CORROSION
Ces composés présentent moins de risques dans leur utilisation que les nitrites
inorganiques, même s’ils augmentent également la densité de courant de corrosion
lorsqu’ils sont utilisés à trop faible concentration. Le nitrite de dicyclohexylammonium (le
plus utilisé des inhibiteurs en phase vapeur) et les dinitrobenzoates sont les plus connus de
cette catégorie d’inhibiteurs.
4.6.4.2.2. Inhibiteurs non passivants formant des composés peu solubles

Phosphates et polyphosphates
Parmi les mono (ou ortho) phosphates, seuls le phosphate trisodique (Na3PO4) et le
monohydrogénophosphate de sodium (Na2HPO4) présentent de véritables propriétés
inhibitrices. L’effet inhibiteur est partiellement dû à l’alcalinisation du milieu corrosif (pH
11 à 13 pour Na3PO4 entre 0,1 et 2 g L–1, et de 8,5 à 9 pour Na2HPO4) et à la formation de
couches protectrices qui sont des mélanges de phosphates ferriques insolubles et de Fe2O3.
À trop faible concentration, il peut y avoir accélération de la corrosion. Moins
toxiques pour l’environnement que les chromates, les phosphates sont plus largement
utilisés à l’heure actuelle, même si les rejets à l’effluent ne doivent pas se faire de manière
inconsidérée (risques d’eutrophisation = nourriture des algues).

Phosphonates
Bien que d’utilisation constante depuis un certain nombre d’années, ce sont des
composés dont la mise au point est toujours d’actualité.
Ils présentent beaucoup des avantages notés dans le cas des polyphosphates.
4.6.4.3. Inhibiteurs en phase vapeur
4.6.4.3.1 Définition
Ils sont destinés à la protection temporaire des matériaux métalliques placés à
l’atmosphère, essentiellement en condition de stockage ou de transport. L’utilisation se fait
soit sous forme de papiers d’emballage imprégnés de produit, soit sous forme de poudre,
soit par aspersion d’une solution (solvant volatil).
56
CORROSION
4.6.4.3.2 Caractéristiques
Les inhibiteurs en phase vapeur (VPI = vapour phase inhibitor, ou VCI = volatile
corrosion inhibitor) sont des sels de base faible azotée : cyclohexylamine,
dicyclohéxylamine, guanidine, et d’acide faible : acide nitreux, acide carbonique, acide
benzoïque.
4.6.5 Modes d’expression de l’efficacité d’un inhibiteur de corrosion
Il existe plusieurs façons d’exprimer l’efficacité d’un inhibiteur ou d’une formulation
inhibitrice. Les expressions les plus courantes sont :
— le taux d’inhibition, le plus souvent utilisé :
𝜏% =
𝑈0 − 𝑈
. 100
𝑈0
où U0 est la mesure de la corrosion (perte de masse, intensité de corrosion, etc.) en
l’absence d’inhibiteur, et U la mesure en présence d’inhibiteur ;
— le coefficient d’inhibition : qui différencie mieux des inhibiteurs entre eux lorsque
le taux d’inhibition devient très élevé ;
𝛾=
𝑈0
𝑈
— la concentration minimale efficace (cme), qui ne fait pas référence au
comportement du système en l’absence d’inhibiteur, mais suppose qu’un critère
d’efficacité (vitesse de corrosion maximale admissible) ait été défini.
57
CORROSION
EXERCICES
Exercice 1:
Trouvez les réactions d'oxydation et les réactions de réduction :
a) 2Ic) Na+ + e-
I2 + 2e-
b) Al
Al3+ + 3e-
d) Br2+ + 2e-
Na
2Br-
Dites, pour chaque réaction, quelle est la forme oxydante et quelle est la forme
réductrice.
Solution 1:
a et b : oxydation car il y a libération d'électrons. I- et Al sont des réducteurs.
c et d : réduction car il y a capture d'électrons. Na+ et Br2 sont des oxydants.
Exercice 2:
Reconstituer les couples oxydant/réducteur et les demi-réactions :
Ag+, H2, Sn2+, Fe, Ag, NO, Al, Cl2, H+, Zn, Fe2+, NO3-, Cl-, Sn, Zn2+, Al3+.
Solution 2:
Ag+/Ag ; H+/H2 ; Sn2+/Sn ; Fe2+/Fe ; NO3-/NO ; Al3+/Al ; Cl2/Cl- ; Zn2+/Zn.
Ag+ + e- = Ag; 2H+ + 2e- = H2;
Sn2+ + 2e- = Sn;
NO3- + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O;
Al3+ + 3e- = Al; Cl2 + 2e- = 2Cl-;
Zn2+ + 2e- = Zn.
58
Fe2+ + 2e- = Fe;
CORROSION
Exercice 3:
Un clou de masse 500 mg est plongé dans 50 ml d'acide chlorhydrique à 1,0 mol.l-1.
a) Ecrire l'équation bilan de la réaction.
b) Calculer le volume de dihydrogène dégagé, lorsque tout le clou a été oxydé.
c) Calculer la concentration de toute les espèces ioniques présentes dans la solution
en fin de réaction.
Solution 3:
a)
Fe = Fe2+ + 2e2H+ + 2e- = H2
---------------------------------------2H+ + Fe = H2 + Fe2+
b) Les coefficients nous montrent qu'une mole de Fe correspond à un dégagement de une
mole de H2, donc :
n(Fe) = n(H2)
n(Fe) = m(Fe)/M(Fe) = 0,5/55,8 = 8,96.10-3 mol
Si on prend comme volume molaire normal 22,4 l :
V(H2) = 8,96.10-3.22,4
V(H2) = 200 cm3
c) Il y a des Fe2+, des H3O+(H+), des Cl-, des OH-.
n(Fe) = n(Fe2+)
[Fe2+] = 8,96.10-3/50.10-3
[Fe2+] = 0,179 mol.l-1
59
CORROSION
Au début : [HCl] = [H+] = [Cl-] = 1 mol.l-1
Comme Cl- ne réagit pas, à la fin, on a encore :
[Cl-] = 1 mol.l-1
Par contre :
[H+] restant = [H+] initial – [H+] disparu
[H+] initial = 1 mol.l-1
[H+] disparu = 2[Fe2+] = 0,359 mol.l-1
[H+] = 0,64 mol.l-1
Exercice 4:
En utilisant le tableau de classement des couples oxydant-réducteur, justifier l'action de
l'acide chlorhydrique sur le fer et sur le cuivre. Écrire les réactions.
couple
E° (en V)
Demi-équation
Cl2/Cl-
1,36
Cl2 + 2e- = 2 Cl-
Fe3+/Fe2+
0,77
Fe3+ + e- = Fe2+
Cu2+/Cu
0,34
Cu2+ + 2e- = Cu
H+/H2
0
2H+ + 2e- = H2
Fe2+/Fe
-0,44
Fe2+ + 2e- = Fe
Solution 4:
Dans la solution d'acide chlorhydrique, il y a des H+ et si on les met en présence de fer, au
départ on aura des H+ et des Fe. Les deux couples H+/H2 et Fe/Fe2+ obéissent à la règle du
γ : la couple H+/H2 et plus oxydant que le couple Fe2+/Fe.
60
CORROSION
Le couple Cu2+/Cu étant plus oxydant que le couple H+/H2, la règle du g ne peut
s'appliquer : quand on met en présence du cuivre et un de l'acide chlorhydrique, rien ne se
passe.
Exercice 5:
On constitue une pile avec deux électrodes de platine plongeant, la première dans une
solution acidifiée contenant des ions I- et la deuxième dans une solution contenant des ions
en milieu acide Cr2O72- . On a :
E°(I2/I-) = 0,54 V et E°(Cr2O72-/Cr3+) = 1,33 V.
Expliquez ce qu'il se passe.
Solution 5:
Le couple Cr2O72-/Cr3+ est plus oxydant que I2/I- : du coté du chrome, il va se passer une
réduction, c'est donc le pôle + de la pile ; du coté de l'iode, on a oxydation, c'est le pôle
négatif.
Comme on est en milieu acide, il faut faire intervenir des ions H+ : au départ on a des
Cr2O72- et à l'arrivée des Cr3+. Les O et les H+ que l'on a au départ vont donner des H2O.
On a donc :
Cr2O72- + 14H+ + 6e-
=
2Cr3+ + 7H2O
On équilibre au début la matière, puis on équilibre les charges en prenant un certain
nombre de e-.
Pour l'iode :
2I-
= I2 + 2e-
Les 6 e- dégagés par la première réaction doivent être absorbés par la deuxième, on a donc
les deux réactions :
61
CORROSION
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2Cr3+ + 7 H2O
6I- = 3I2 + 6e-
Exercice 6:
a) Comment constituer une pile faisant intervenir les couples Cu2+/Cu et Ni2+/Ni ?
b) Quel est le pôle positif de la pile ? Que vaut sa f.é.m ?
Valeur des potentiels normaux : E° (Cu2+/Cu) = 0,34 V
E° (Ni2+/Ni) = - 0,23 V
c) Comment la masse de l'électrode négative varie-t-elle lorsque la pile débite un courant
de 10 mA pendant 2 heures ?
Solution 6:
a)
b) Au pôle + on doit avoir consommation d'électrons, on a donc une réduction : c'est le
couple le plus oxydant donc Cu2+/Cu.
Sa f.e.m : E0 = E0 (Cu2+/Cu) – E0 (Ni2+/Ni)
E0 = 0,57 V
c) On a les réactions :
Cu2+ + 2 e- = Cu
Ni = Ni2+ + 2 eA l'électrode négative, il disparaît du Ni, donc sa masse diminue.
On a :
Q = n1e- = It
62
CORROSION
n1 étant le nombre d'électrons. Il vaut :
n1 = It/e- = 10.10-3.2.3600/1,6.10-19 = 4,5.1020 eUne mole d'électrons contient 6,02.1023 électrons. On a donc, comme nombre de moles
d'électrons :
n = 4,5.1020/6,02.1023 = 7,475.10-4 mol
On peut aussi utiliser le Faraday :
Q = It = 72 C
Un Faraday, qui correspond à une mole d'électrons, vaut 96500 C, donc :
n = 72/96500 = 7,46.10-4 mol
Comme une mole de Ni correspond à 2 moles de e- :
n (Ni) = n/2 = 3,73.10-4
m (Ni) = M (Ni).n (Ni)
m (Ni) = 22 mg
Exercice 7:
L'opération de blanchiment, en photographie, consiste à transformer les atomes d'argent en
ions argent Ag+.
Pour faire une telle opération, on utilise du bichromate de potassium (K2Cr2O7) en milieu
acide. La demi-équation concernant l'ion bichromate s'écrit :
Cr2O72- + H+ + e- =
Cr3+ + H2O
a) Equilibrez cette demi-équation.
b) Ecrivez la demi-équation correspondant à l'élément argent.
63
CORROSION
c) Ecrivez l'équation bilan totale.
d) Trouvez la masse de bichromate de potassium qu'il faut pour traiter 0,2 g d'argent.
On donne en g.mol-1 : Cr = 52 ; K = 39 ; O = 16 ; Ag = 108.
Solution 7:
a)
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2Cr3+ + 7 H2O
b)
Ag = Ag+ + e-
c)
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2Cr3+ + 7 H2O
6Ag = 6Ag+ + 6e--------------------------------------------------Cr2O72- + 14 H+ + 6Ag =
6Ag+ + 2Cr3+ + 7 H2O
d) n (Ag) = 0,2/108 mol
n (bichromate) = n(ag)/6
m (bichromate) = 294.0,2/6.108
m (bichromate) = 0,0907 g
Exercice 8:
On veut doser une solution d'eau oxygénée (H2O2) : on en met 10 ml dans un bécher avec
un peu d'acide sulfurique. On y verse du permanganate de potassium (KMnO4) de
concentration C0 = 0,02 mol.l-1. La couleur violette persiste à partir d'un volume versé v0 =
19,6 ml.
a) Ecrire la réaction.
b) Trouver la concentration C1 de l'eau oxygénée.
64
CORROSION
Solution 8:
a)
H2O2 =
O2 + 2H+ + 2e-
MnO4- + 8H+ + 5e- =
(x5)
Mn2+ + 4H2O
(x2)
--------------------------------------------2MnO4- + 16H+ + 5H2O2 = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+
et donc, comme on a des H+ avant et après la réaction :
2MnO4- + 6H+ + 5H2O2 =
2Mn2+ + 8H2O + 5O2
b) n (H2O2) = CredVred
n (permangante) = CoxVox
Comme 5 moles de H2O2 correspondent à 2 moles de permanganate :
n (permanganate) = 2n(H2O2)/5
Cred = 5CoxVox/2Vred
On peut aussi, tout de suite écrire :
5CoxVox = 2CredVred
Cred = 2.0,02.19,6/5.10
Cred = 0,098 mol.l-1
Exercice 9:
Pour protéger la coque d'un navire, on y fixe un plaque de magnésium dont le potentiel
oxydoréducteur est - 2,6 V.
a) Expliquer pourquoi, tant qu'il reste du magnésium, la coque n'est pas attaquée.
b) Lors d'un voyage en mer, 300 kg de magnésium ont disparu.
65
CORROSION
- Quelle quantité d'électricité a circulé dans la coque ?
- Quelle masse de fer aurait été oxydée en l'absence de magnésium?
Solution 9:
a) C’est le métal de potentiel oxydoréducteur le plus faible qui sera oxydé, donc ici le
magnésium.
Mg = Mg2+ + 2e-
b)
n(Mg) = m(Mg)/M(Mg) = 300.103/24,3 mol
1 mole de Mg correspond à 2 moles d’électrons et comme 1 mole d’électron correspond à
une charge de 96500 C (1 faraday), on a, pour les 300 kg de magnésium :
Q = 2.96500.300.103/24,3
Fe =
Q = 2,38.109 C
Fe2+ + 2 e-
Donc 1 mole de Fe correspond à une mole de Mg, d’où :
m (Fe) = 300.55,8/24,3
m (Fe) = 689 kg
Exercice 10:
Pour protéger une canalisation en fonte, on la relie par un fil conducteur à un bloc de zinc.
En l'absence de bloc de zinc, la perte annuelle en fer serait de 0,274 kg.m-2. La canalisation
a un diamètre extérieur de 0,80 m. Quelle est la masse de zinc consommée par an et par
mètre de canalisation ?
Solution 10:
Longueur de canalisation de surface d’un mètre :
S = pd.l
66
CORROSION
l = S/pd = 0,398 m.
Pour 1 m de longueur, la masse de fer disparue sera :
m (Fe) = 0,274/0,398
m (Fe) = 0,689 kg.m-1
Fe = Fe2+ + 2 eZn = Zn2+ + 2 eDonc 1 mole de fer correspond à une mole de zinc.
m (Zn) = 0,689.65,4/55,8
m (Zn) = 0,807 kg.m-1
Exercice 11:
On place une anode en zinc de 1 kg sur la coque d'un navire. Le courant de corrosion a une
intensité moyenne de 500 mA.
Calculer la durée de vie maximale de l'anode.
Zn = 65,4 g.mol-1 ; 1 faraday = 96500 C
Solution 11:
Zn =
Zn2+ + 2 e-
On a donc Q = 2.96500.103/65,4 = 2,951.106 C
t = Q/I = 5,902.106 s
t = 68 jours 8 h
67
CORROSION
Exercice 12:
Données :
a)
Masses molaires atomiques (en g.mol-1) : M(Fe) = 55,8 ; M(Zn) = 65,4
b)
Masse volumique du fer : ρ(Fe) = 7,9.l03 kg.m-3
c)
Quantité d’électricité portée pas une mole d’électrons : le Faraday. 1 F = 96500 C
d)
Potentiels standard des couples d'oxydoréduction : E°1(Fe2+/Fe) = - 0,44 V ;
E°2 (Zn2+/Zn) = - 0,76 V
1. Écrire les demi-équations électroniques relatives aux couples (Fe2+/Fe) et (Zn2+/Zn).
2. On s'intéresse à une plaque d'acier d'épaisseur d = 4 cm, appartenant à une plate-forme
pétrolière située en mer. (L'acier est assimilé, du point de vue de l'oxydoréduction, au fer
pur).
Le pouvoir corrosif de l'eau de mer, vis à vis du fer, est noté Pc. Sa valeur est :
Pc = 1,2.l0-4 kg.m-2.h-1.
Ceci signifie qu'il disparaît 1,2.10-4 kg de fer, par m2 de paroi, et par heure.
3. Cette plate-forme n'est pas protégée contre la corrosion :
a) Calculer la masse de fer disparue par oxydation, en un an, par mètre carré de plaque.
b) Exprimer, puis calculer, la quantité d'électricité Q, mise en jeu par cette oxydation, en
un an, par mètre carré de plaque.
4. Cette plate-forme est protégée de la corrosion par des plots de zinc.
a) Justifier le choix du zinc comme élément protecteur. Quel est le nom de ce type de
protection ?
68
CORROSION
b) Sachant que les plots de zinc sont remplacés lorsque 60 % de leur masse a été
consommée par la corrosion, calculer la masse de zinc à fixer sur un mètre carré de plaque
pour protéger l'acier pendant un an.
Solution 12:
1)
Fe = Fe2+ + 2 eZn = Zn2+ + 2 e-
3) a) m (Fe) = 1,2.10-4.24.365
m (Fe) = 1,05 kg.m-2.an-1
b) 1 mole de fer correspond à 2 moles de e-, donc à 2 F.
Q = m(Fe).2F/N(Fe)
Q = 1,05.2.96500/55,8
Q = 3,64.106 C
4) Le potentiel du zinc est plus petit que celui du fer, c’est donc un réducteur plus fort que
le fer, il va donc s’oxyder plus facilement.
C’est la protection par anode sacrifiée.
m (Zn) = 65,4.1,0512.100/55,8.60
m (Zn) = 2,05 kg
Exercice 13:
La fabrication du fer s'effectue dans une tour appelée haut-fourneau. On le charge avec du
coke (carbone C) et du minerai de fer dont la teneur massique en oxyde de fer Fe2O3 est
20 %.
En fin de transformation, on obtient du fer et du dioxyde de carbone.
On mélange 30 kg de coke et 103 kg de minerai de fer.
69
CORROSION
1 / Ecrire et équilibrer l'équation-bilan de la réaction qui se produit dans le haut-fourneau.
2 / Calculer les nombres de moles des 2 réactifs présents avant la réaction. Quel est le
réactif en excès ?
3 / Calculer la masse de fer obtenu lorsque tout l'oxyde de fer a été consommé.
4 / Calculer le volume de dioxyde de carbone gazeux dégagé, exprimé en m3.
On donne.
- les masses molaires atomiques en g.mol-1
C=12
O=16
Fe=56
- le volume molaire VM = 24 L.mol-1.
Solution 13:
1)
2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2
2) n (C) = 30.103/12
n (C) = 2,5.103 mol
Masse d'oxyde de fer : m = 103.0,2 = 200 kg
n (Fe2O3) = 200.103/160
n (Fe2O3) = 1,25.103 mol
D'après l'équation, avec 2,5.103 moles de C, il faudrait :
n' (Fe2O3) = 2.2,5.103/3 = 1,67.103 mol
Il n'y a donc pas assez d'oxyde de fer, c'est le carbone qui est en excès.
3) 2 moles d'oxyde donnent 4 moles de fer, le nombre de moles de fer formé est donc :
n (Fe) = 2. n (Fe2O3)
n (Fe) = 2,5.103 mol
m (Fe) = 2,5.103.56
m (Fe) = 140 103g = 140 kg
4) n (CO2) = (3/2).n(Fe2O3)
70
CORROSION
V (CO2) = 1875.24
V (CO2) = 45.103 L
V (CO2) = 45 m3
AUTRES EXERCICES PROPOSES
Exercice 1:
Ecrire les demi-équations électroniques des couples indiqués dans le tableau.
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
ion
Oxydant
Couple
or ...................... Au3+/Au
platine II............ Pt 2+/Pt
mercure II.......... Hg2+/Hg
argent................. Ag+/Ag
cuivre II............. Cu2+/Cu
hydrogène..........
H+/H2
plomb................. Pb2+/Pb
étain................... Sn 2+/Sn
nickel................. Ni2+/Ni
fer II.................. Fe2+/Fe
zinc.................... Zn 2+/Zn
aluminium.......... Al3+/Al
magnésium......... Mg2+/Mg
sodium................ Na+/Na
potassium...........
K+/K
Li+/Li
lithium...............
Réducteur
.....................or
..............platine
............mercure
...............argent
...............cuivre
......dihydrogène
...............plomb
.................étain
...............nickel
....................fer
..................zinc
.........aluminium
........magnésium
..............sodium
.........potassium
..............lithium
Exercice 2:
Dans les demi-équations électroniques suivantes indiquer l’oxydant, le réducteur, et le
nombre d’électrons transférés.
Al 3  3e  = Al
Ni = Ni 2  2e 
Exercice 3:
Indiquer si les demi-équations ci-dessous sont des oxydations ou des réductions :
71
CORROSION
Mg 2  2e  Mg
Ag  Ag   e 
Exercice 4:
Ecrire la demi-équation électronique du couple H

/ H2
Exercice 5:
La corrosion est-elle une oxydation ou une réduction ?
1.2 Classification des couples redox.
Exercice 6:
1- Indiquer le plus réducteur et le moins réducteur des métaux figurants dans la
classification électrochimique ci-dessus.
2- Ecrire la réaction naturelle qui correspond à ces deux couples.
Exercice 7:
Du Fer et du Zinc sont mis dans une solution acide.
Indiquer les couples concernés et les réactions possibles.
Exercice 8:
1- Indiquer les demi-équations électroniques des couples suivants en milieu basique :
O2 / H 2 O
Fe 2 / Fe
Ag  / Ag
Al 3 / Al
2- Ecrire les réactions d’oxydoréduction entre chaque métal et l’oxygène.
3- En réalité les ions métalliques formés réagissent ensuite avec les ions hydroxyde formés.
Ecrire les réactions de précipitations qui se produisent.
72
CORROSION
4- Rechercher quelle est la réaction qui permet de transformer l’hydroxyde de fer obtenu
en rouille.
La formule chimique de la rouille est Fe2O3
Exercice 9:

1- Indiquer la réaction naturelle qui se produit entre les couples Na / Na et Cl2 / Cl 
2- Indiquer la réaction inverse (que l’on peut réaliser par électrolyse).
Exercice 10:
1- Analyser le schéma ci-dessous et indiquer sur le schéma à quel endroit se produit
l’oxydation et la réduction.
2 Pourquoi parle-t-on de phénomène de pile ?
Exercice 11:
1- Dans le schéma ci-contre indiquer ce que signifie
métaux cathodiques et métaux anodiques :
2-Dans le cas où l’on met en contact avec
le fer un autre métal indiquer lequel des
deux est oxydé.
73
CORROSION
Exercice 12:
Quelle épaisseur de galvanisation doit-on prévoir selon le milieu indiqué pour que l’acier
reste intact pendant 50 ans ?
Répondez en vous aidant du document ci-dessous
extrait de la norme NF EN ISO 14713 :
Exercice 13:
1.) Expliquer ce qu’on appelle corrosion électrochimique.
2.) Comment lutter contre cette corrosion en utilisant une protection électrochimique.
Expliquer.
3.) Le long de la coque d’acier d’un bateau on fixe une masse m = 50 kg de zinc. En deux
ans le zinc est consommé à 50 %.
3.1. Quelle est la quantité d’électricité qui a traversé la coque ? Calculer la valeur moyenne
de l’intensité I du courant de protection.
3.2. Sans la présence du zinc la coque aurait été transformée en rouille Fe3+. Ecrire les deux
étapes successives de la corrosion du fer et calculer la masse de fer m’ qui aurait disparue
dans les mêmes conditions qu’au 3.1. .
Exercice 14:
Pour protéger une canalisation enterrée en fonte (alliage fer-carbone), on utilise une
électrode consommable en magnésium.
1.) A l’aide des potentiels des couples en présence, écrire la ou les réactions que l’on
s’attend à observer. En déduire l’existence d’un courant dit de protection
2.) Etablir la formule reliant la durée de vie t (t exprimé en années) de l’électrode de
protection avec sa masse m (exprimée en kg) et l’intensité I (en A) du courant de
protection.
74
CORROSION
3.) Calculer la durée de vie prévisible d’une électrode de magnésium, de masse m = 10kg,
le courant de protection ayant une intensité moyenne I = 60 mA.
Exercice 15:
Les plateformes métalliques plongées dans une atmosphère humide doivent être protégées
de la corrosion
1. Étude de principe : on réalise une pile en associant une demi-pile formée d'une lame de
fer plongeant dans une solution de sulfate de fer II (1 mol.L–l), et une demi-pile formée
d'une lame de zinc plongeant dans une solution de sulfate de zinc (1 mol.L–l). Ces deux
compartiments sont reliés par un pont salin.
1.1. Cette pile débite dans un circuit extérieur. Écrire les équations électrochimiques. Des
réactions se produisant dans chaque demi-pile ; préciser sur quelle électrode ont lieu une
oxydation, une réduction. Écrire l'équation bilan. Justifier la notion de protection par le
zinc.
1.2. Déterminer la polarité de cette pile et donner la valeur de sa fém E.
2. Les plates-formes, dont la nature sera assimilée à du fer, sont protégées par des plots de
zinc. Cette protection est prévue pour 5 ans avant renouvellement ; l'intensité du courant
résultant de la formation de cette pile a une valeur moyenne de I = 50 mA. Calculer la
masse de zinc à prévoir, sachant que la masse de zinc effectivement consommée n'est que
de 60 % de la masse disposée sur les plates-formes.
Données : Fe = Fe2+ + 2 e– potentiel standard E°1 = – 0,44 V
Zn = Zn2+ + 2 e– potentiel standard E°2 = – 0,76 V
Charge de l'électron : 1,60.10–19 C
Nombre d'Avogadro : 6,02.1023 mol-1
Exercice 16:
Quel est le schéma correct ? Pourquoi ?
75
CORROSION
Exercice 17:
Parmi les indications des voltmètres, une seule est correcte. Laquelle et pourquoi ?
Exercice 18:
Un élève a réalisé une pile en plantant un fil de fer et un fil de cuivre dans la pulpe d’une
moitié de citron. L’électrolyte est une solution acide. Il branche un voltmètre entre les fils
et lit 0,5 V.
Indiquer le déplacement des électrons et le sens du courant électrique dans les fils.
Quel est le métal qui s’oxyde ? Ecrire la demi-équation électronique correspondante.
Exercice 19:
Pour protéger de la corrosion marine la coque en acier et l’hélice en bronze (cuivre + étain)
d’un bateau, quel métal peut-on utiliser ? Choisir parmi les éléments suivants : fer, cuivre,
zinc, plomb, magnésium.
Exercice 20:
76
CORROSION
Dans un atelier de structures métalliques, un assemblage de deux plaques métalliques peut
– être réalisé selon trois modèles (a), (b) ou (c). Dans quel(s) cas y a-t-il corrosion par effet
de pile ? Quelle est la partie corrodée ? Expliquer.
Exercice 21:
1) Une plaque en acier (contenant 95 % de fer) est recouverte d’une couche de zinc
présentant un éclat si bien que l’acier est en contact avec l’air humide.
Quel est le métal qui est protégé et celui qui sera oxydé ?
A partir du phénomène de pile, indiquer sur le schéma le pôle + et le pôle – de la pile, le
sens des électrons et le sens du courant.
2) La plaque d’acier est recouverte d’une couche d’argent qui présente un éclat. Mêmes
questions qu’en 1).
77
CORROSION
Exercice 22:
Une pile à l’oxyde d’argent est constituée des deux couples : Zn2+/Zn et Ag+/Ag.
Ecrire les demi-équations à l’anode et à la cathode.
Calculer la f.e.m théorique de cette pile bouton.
Exercice 23:
On réalise une pile constituée de deux demi-éléments identiques : bécher + eau + NaCl
(3%).
Dans chaque bécher on plonge un clou en acier. On relie deux clous à un voltmètre
numérique. Qu’indique-t-il ?
On insuffle de l’air (dioxygène) dans un bécher à l’aide d’une pipette. Le voltmètre indique
0,2 V.
Quelle est la borne – de la pile ? Quel est le clou qui est oxydé ? Justifier la réponse.
78
CORROSION
REFERENCES
1
Assouli B., Étude par émission acoustique associée aux méthodes électrochimiques de la
corrosion et de la protection de l’alliage cuivre-Zinc (60/40) en milieu neutre et alcalin. Thèse
de doctorat, université Ibn Toafil (Kenitra-Maroc) et INSA (Lyon-France), (2002), 45-54
2
Azzouz N., Cours de corrosion, Ecole Normale Supérieure de Jijel, (2003)
3
Bachmann P., Tissot P., Précis de génie de chimie. GEORG, (1981)
4
Baeckmann W.V., Prinz W., Schwenk W., Handbook of Cathodic Corrosion Protection edition
Gulf Professional Publishing (Elsevier Science), (1997), 42-43
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